Warum nehmen Ionen (z.B in einer Galvanischen Zelle ) Elektronen auf?

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Hi :)

Du hast hier Kupferionen in der Kupersulfatlösung, weil es eben eine Lösung aus Kupfersulfat ist.

Die Erklärung eines meiner Vorgänger ist übrigens falsch, Kupfer hat schon das Oktett! Allerdings muss (!!!) auch eine Reduktion stattfinden - irgendwer muss die vom Zink eábgegebenen Elektronen wieder aufnehmen. Zink ist eben unedel (bzw. hat ein niedriges Standardelektrodenpotenzial), weshalb es unbedingt oxidiert werden möchte, um es mal so zu sagen.

So, die Sulfationen können nicht weiter reduziert werden. Wasser dissoziiert zwar zu OH(-) und H3O(+), allerdings ist das Standardelektrodenpotenzial von OH(-) höher als das von Cu(2+); an sich nicht weiter tragisch. Dennoch lässt sich Kupfer viel einfacher reduzieren.

E(Cu/Cu2+): +0,337 V

E(Zn/Zn2+) = -0,76 V

Diese Standardelektronenpotenziale erlauben uns Voraussagen darüber, welche Reaktionen ablaufen:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/4/cm/redox.vlu/Page/vsc/de/ch/4/cm/redox/spannungsreihe.vscml.html

Ich weiß nicht, wie man gescheit erklären soll, dass Kupfer reduziert werden muss...es ist eben so, nimm es erstmal als gegeben :D

Man könnte sagen: Edlere Metalle werden reduziert, unedlere leichter oxidiert.

Ob du das verstehst, weiß ich nicht, aber das ist die einzige mir in den Sinn kommende Erklärung für deine Frage. Den Kram lernt man so ausführlich erst in der Oberstufe...

Bei Fragen melde dich trotzdem gern!

LG

Woher ich das weiß:Studium / Ausbildung – Studium Chemie + Latein Lehramt

wenn Ionen Elektronen aufnehmen, müssen vorher andere Atome Elektronen abgegeben haben.

wie stark die Atome ihre Elektronen loswerden wollen kann man messen (standard(wasserstoff)elektrode falls du danach suchen willst)

beide im galvanischen Element enthaltenen Elemente haben also ein Potential, dass sagt, wie stark sie die Elektronen loswerden wollen. Das Element, welches "lieber" die Elektronen abgibt gibt sie ab, aber die Elektronen müssen ja auch irgendwo hin, also nimmt das andere Element, bzw. die Ionen in Lösung, diese auf-

zink ist ein stärkeres Reduktionsmittel (gibt lieber Elektronen ab, E° = -0,76V) also bilden sich hier die Ionen. Cupfer ist ein schwächeres Reduktionsmittel (E°+0,35V) als zink, also wird es reduziert und nimmt somit die Elektronen des zink auf.

Ich hoffe ich konnte dir etwas weiter helfen :)

Danke erstmal. Ich verstehe aber immer noch nicht warum Kupfer die Elektronen vom Zink aufnehmen will. Zink gibt doch seine Elektronen ab um die Elektronenkonfiguration zu erreichen, oder? Aber warum hat Kupfer dann das Bestreben diese auch aufzunehmen?

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Zink ist ein Reduktionsmittel, Kupfer demnach ein OXIDATIONSmittel ;)

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Es gibt edle Metalle, und unedle Metalle. Das edle Metall zieht die Ionen von dem unedlen Metal an. Geh einfach mal hin, und wickle eine 5 Cent Münze in etwas Alufolie ein. Nach paar Tagen siehst du das sich die Alufolie auflösen tut. Gleiche Funktion z.B Autobatterie

Ja schon, aber warum?

Es hat doch die Oktettregel erfüllt. Warum will es dann überhaupt noch reduziert werden? 

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Die Ionen eines edlen Atom sind nicht vollständig. Deshalb hat das Atom den Drang seine Atome aufzufüllen. Aber das edle Atom kann kein anderes edle Atom anziehen sonst würde es da fehlen.

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@FeuerwehrMitte

Ach so. Hab ich das jetzt richtig verstanden: Kupfer hat noch nicht die Oktettregel erfüllt und will diese noch erreichen. Deshalb nimmt es die Elektronen auf, da es diese von keinem anderen Ion bekommen kann?

Aber hat Kupfer nicht schon die Oktettregel (vollständig erreicht) ?

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Genau. Das edle Atom kann von jedem (unedlen) Atom  ein Atom aufnehmen. Weil ein unedles Atom mehrere unnötige Atome hat. Aber ein edles Atom kann kein anderes edles Atom aufnehmen weil sonst das andere Atom eins zu wenig hätte.

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@FeuerwehrMitte

Das kapiere ich jetzt so gar nicht. Warum hat ein unedles Atom mehrere unnötige Atome??? Meinst du Elektronen?

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Wer sagt, dass das Cu++ die Elektronen aufnehmen will? Sie werden ihm aufgedrängt, weil das Zn seine Elektronen so gerne abgeben möchte.

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