neulich hatte ich eine Frage zur pH - abhängigkeit von Standardpotentialen gestellt. Eigentlich dachte ich, dass soweit alles klar sei, bis ich auf folgende Frage gestoßen bin:
"Kann man Fe2+ mit Sn4+ in saurer Lösung oxidieren ?"
Wenn ich mir die Redoxpotentiale anschaue, so finde ich das Potential von
Sn2+ nach Sn4+ +2e- = 0,15V und
Fe2+ nach Fe3+ +1e- = 0,77V
Muss ich nun die erste Gleichung "rückwärts" lesen ?
Sn4+ + 2Fe2+ -> Sn2+ + 2Fe3+
Wie verhält es sich dann mit den Potentialen und wie berücksichtige ich den pH-Wert der der Rechnung ?
Ich nehme an, ich stelle wieder das MWG auf und setzte es in die Nernst Gleichung ein, oder ?
Aer woher weiss ich, welche Reaktion im sauren Medium abläuft (Erfahrung ?, Nachlesen ?)
Für nochmalige Hilfestellung bin ich dankbar...
...Gruß
Tim Tom
FK
27.06.2003, 17:10
Vergleiche die Potentiale. Du siehst, dass Fe3+ ein wesentlich stärkeres Oxidationsmittel ist als Sn4+, da das Potential positiver ist.
Der pH-Wert bleibt bei der Berechnung der Potentiale außer acht, da bei den Reaktionen keine Protonen umgesetzt werden.
Trotzdem kann man die Reaktion so nur im Sauren durchführen, da im Alkalischen Eisen(III)hydroxid ausfällt, während das Zinnion in Hydroxostannat(II) übergeht. Es gibt hier prinzipiell auch eine Redoxreaktion in gleicher Richtung wie oben, da aber das Eisenhydroxid kaum löslich ist, zieht sich das hin...
Gruß,
Franz
Vic Tim
27.06.2003, 17:25
mmmmmhhhhhhhhhhhhh... dann ist eine Oxidation also nicht möglich !?
FK
27.06.2003, 17:41
Originalnachricht erstellt von Tim Tom
mmmmmhhhhhhhhhhhhh... dann ist eine Oxidation also nicht möglich !?
Wieso?
Gruß,
Franz
buba
27.06.2003, 19:57
Fe3+ ist edler und lässt sich von Sn2+ reduzieren. Oder umgekehrt: Fe(III) oxidiert Sn(II) zu Sn(IV).
FK
27.06.2003, 20:11
Mich würde interessieren, wie Tim Tom zu diesem falschen Schluss kam...
Gruß,
Franz
Vic Tim
28.06.2003, 09:01
Mich würde interessieren, wie Tim Tom zu diesem falschen Schluss kam...
...ich habe geraten...
...nu mal im Ernst. Normalerweise lese ich die Spannungreihe von links oben nach rechts unten:
Sn2+ + 2Fe3+ --> Sn4+ + 2Fe2+
Würde die Fragestellung lauten:
"Kann man Sn2+ mit Fe3+ oxidieren ?"
so lautet die Antwort: ja, weil das Eisen edler ist als das Zinn.
Aber in der Fragestellung ist nach den obigen Produkten gefragt. Da weiss ich leider nix mit anzufangen. Oder ich muss das nochmal in Ruhr durchlesen. Wie sieht das denn mathematisch aus
Vic Tim
28.06.2003, 09:19
"Kann man Sn2+ mit Fe3+ oxidieren ?"
...ist ja das Gleiche als wenn ich fragen würde:
"Kann man Fe3+ mit Sn2+ reduzieren ?"
und
"Kann man Fe2+ mit Sn4+ in saurer Lösung oxidieren ?"
bedeutet
"Kann man Sn4+ mit Fe2+ in saurer Lösung reduzieren ?"
und wenn Fe3+ ein stärkeres Oxidationsmittel ist, ist Fe2+ ein stärkeres Reduktionsmittel als Sn4+...
...habe ich das so richtig verstanden
FK
28.06.2003, 09:41
Da ist jetzt irgendwas durcheinandergeraten...
Also, nochmal der Reihe nach:
Fe3+ ist ein starkes Oxidationsmittel
Sn4+ ist ein schwaches Oxidationsmittel
Fe2+ ist ein schwaches Reduktionsmittel
Sn2+ ist ein starkes Reduktionsmittel
Daher liegt das Gleichgewicht
2 Fe2+ + Sn4+ <- -> 2 Fe3+ + Sn2+ auf der rechten Seite Edit: Quark, links ist da, wo der Daumen reechts ist...
und wenn Fe3+ ein stärkeres Oxidationsmittel ist, ist Fe2+ ein stärkeres Reduktionsmittel als Sn4+...
Aus "starkem Oxidationsmittel + starkem Reduktionsmittel" wird "schwaches Reduktionsmittel + schwaches Oxidationsmittel"
Ansonsten hast Du schon recht mit Deinen Schlüssen...
Gruß,
Franz
Vic Tim
28.06.2003, 09:45
..na, das ist doch schon was... vielen Dank...
...bis zur nächsten Frage...
cu
Tim Tom
Vic Tim
11.07.2003, 16:21
:confused: ...um dieses alte Thema nochmal aufzugreifen... ich habe nun aus zuverlässiger Quelle erfahren, dass die Reaktion
"Kann man Fe2+ mit Sn4+ in saurer Lösung oxidieren ?"
...nicht ablaufen kann... so wir es oben von Euch dargestellt ist, wird die Reaktion ablaufen...
...oder habe ich da wieder ein Brett vor dem Kopf
Gruß
Tim Tom
FK
11.07.2003, 16:55
Originalnachricht erstellt von Tim Tom
:confused: ...um dieses alte Thema nochmal aufzugreifen... ich habe nun aus zuverlässiger Quelle erfahren, dass die Reaktion
"Kann man Fe2+ mit Sn4+ in saurer Lösung oxidieren ?"
...nicht ablaufen kann... so wir es oben von Euch dargestellt ist, wird die Reaktion ablaufen...
Nein, nein, Du hast kein Brett vor dem Kopf; das war jemand anderes...
:wall:
Ich habe nämlich oben rechts und links vertauscht... :sad:
Erst lange und richtig erklärt und dann "rechte Seite" geschrieben...
Aua, aua, aua....
Sorry,
Franz
Vic Tim
11.07.2003, 18:03
...ich sage mir immer: Fehler machen mich irgendwie menschlich :D
...nun noch was anderes...
...wenn ich schreibe:
Fe2+ <---> Fe3+ + e- E0 = +0,77V
so heißt das, dass Fe3+ ein stärkeres Ox Mittel als z.B. Sn4+ ist (Werte siehe oben), richtig ?
Allerdings handelt es sich um ein Gleichgewicht, so dass man auch schreiben kann:
Fe3+ + e- <---> Fe2+ E0 = +0,77V
...ist nun das Fe2+ ein starkes Ox Mittel ? Oder schreibt man immer die reduzierte Form immer auf die linke Seite und je positiver E0 ist, desto weiter rechts liegt das Gleichgewicht ?
....mmmmmhhhhh... ich denke, die Antwort finde ich in Beitrag Nummer 9
FK
11.07.2003, 18:30
Originalnachricht erstellt von Tim Tom
...wenn ich schreibe:
Fe2+ <---> Fe3+ + e- E0 = +0,77V
so heißt das, dass Fe3+ ein stärkeres Ox Mittel als z.B. Sn4+ ist (Werte siehe oben), richtig ?
Richtig (erkennbar am positiveren Potential)
Allerdings handelt es sich um ein Gleichgewicht, so dass man auch schreiben kann:
Fe3+ + e- <---> Fe2+ E0 = +0,77V
...ist nun das Fe2+ ein starkes Ox Mittel ?
Nee, so ist das nicht; das Oxidationsmittel ist immer Fe3+.
Wie bei jeder Gleichgewichtsreaktion kann ich die Lage aber durch Konzentrationsänderungen hin- und herschieben. Das angegebene Potential gilt immer für gleiche Konzentrationen an Reduktionsmittel + Oxidationsmittel (siehe Nernstsche Gleichung). Bei hohen Konzentrationen an Fe3+ und niedrigen an Fe2+ ist das Potential also positiver - stärkere Oxidationskraft, und im umgekehrten Fall ist die Oxidationskraft geringer.
Oder schreibt man immer die reduzierte Form immer auf die linke Seite und je positiver E0 ist, desto weiter rechts liegt das Gleichgewicht ?
Wie herum man die Gleichung schreibt, ist egal (in der Tabelle im D'Ans-Lax stehen die oxidierten Formen links).
Im Prinzip kann man sagen: bei Paaren mit stark negativem Potential ist die reduzierte Form ein starkes Reduktionsmittel; sie wird ihre Elektronen auch an sehr schwache Oxidationsmittel abgeben.
Bei sehr positiven Potentialen ist die oxidierte Form ein starkes Oxidationsmittel, das auch sehr schwache Reduktionsmittel oxidieren kann.