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Alt 08.11.2004, 18:32   #1   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
alkalisches Milieu

Hallo,
man kann ja bei Redoxreaktionen unter alkalischem und saurem Milieu untersheiden. Aber bei dem Aufstellen einer Redoxreaktion mit KMnO4 ist mir aufgefallen, dass die OH- Ionen erst später bei den Produkten auftauchen, d. h., die entstehen erst noch. Folglich müsste das in "normalem" Wasser auch klappen.
Bei der Reaktion im Saurem ist die Sache ja anders.
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Alt 09.11.2004, 13:01   #2   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

ups, bitte ins richtige Forum schieben.
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Alt 09.11.2004, 13:07   #3   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.861
AW: alkalisches Milieu

Permanganat ist in saurer Lsg ein stärkeres Oxidationsmittel als in basischer oder neutraler Lsg (vgl. Redoxpotentiale).

Im sauren wird Permanganat zu Mn(II) reduziert und H+ sind nötig, um H2O zu bilden. In saurer Lsg entstehen also bei Oxidationen mit MnO4- keine OH- IOnen. Die OxZahl äandert also von +7 auf +2.
In basischer oder neutraler Lsg wird Permanganat zu MnO2 (Braunstein, fällt als braune Flocken aus) reduziert. Hier ändert die Ox Zahl nur von +7 auf +4.

gruss
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Alt 09.11.2004, 16:53   #4   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

ja, aber die basische Lösung ist nicht zwingend notwendig, oder? die Reaktion läuft im basischen genauso wie im neutralen ab. Es entstehen nur OH-Ionen
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Alt 09.11.2004, 16:55   #5   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.861
AW: alkalisches Milieu

Hängt davon ab, was Du machen willst. Das Redoxpotential vom MnO4- ist pH abhängig.

gruss

Geändert von ricinus (09.11.2004 um 16:56 Uhr) Grund: Tippfehler
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Alt 09.11.2004, 16:57   #6   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

wieso ist die pH-abhängig? Wenn ich nur Braunstein will, dann schau ich mir die Reaktionsgleichung an, sehe, dass keine OH's benötigt werden und greife der Einfachheit halber zum Wasser. Oder ändert sich was bei Wasser/ Lauge?
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Alt 09.11.2004, 19:13   #7   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.861
AW: alkalisches Milieu

Das Redoxpotential ist pH abhängig. Ich sage ja nicht, die Reaktionsprodukte seiens auch. Wenn Du nur Braunstein willst, hast Du recht : du kannst Wasser oder Lauge nehmen.

gruss
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Alt 09.11.2004, 19:16   #8   Druckbare Version zeigen
Alichimist Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.979
AW: alkalisches Milieu

Zitat:
Zitat von kammerjäger
wieso ist die pH-abhängig? Wenn ich nur Braunstein will, dann schau ich mir die Reaktionsgleichung an, sehe, dass keine OH's benötigt werden und greife der Einfachheit halber zum Wasser. Oder ändert sich was bei Wasser/ Lauge?
dann stelle mal ein komplettes MWG auf, da siehst du [H+ oder über KW auch durch OH- ausdrückbar] in x-ter Potenz vorkommend...ist das genug pH-Abhängigkeit?
__________________
Kraft wird aus dem Zwang geboren und stirbt an der Freiheit.

Geändert von Alichimist (09.11.2004 um 19:26 Uhr)
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Alt 09.11.2004, 23:28   #9   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

das Redoxpotential sagt mir doch nur, ob ein Oxidationsmittel seinen Partner oxidieren kann, aber nicht, wie es nach der Reaktion vorliegt. Wo kann ich das ablesen?
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Alt 09.11.2004, 23:55   #10   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.861
AW: alkalisches Milieu

Jedes Redoxpotential gehört zu einer Teilgleichung, die dir sagt, wie ein Redoxpaar sich als Oxidationsmittel/Reduktionsmittel verhält.

z.B. MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

wenn Permanganat in saurer Lsg als Ox Mittel fungiert, liest Du die Gleichung von links nach rechts, wenn Mn(II) als Reduktionsmittel funktioniert (was es selten tut, aber es ist nichtsdestotrotz denkbar), dann liest Du die Gleichung von rechts nach links. In beiden Fällen weisst Du dann, welche Teilchen du so brauchst um die Reaktion zu machen und auch was dabei entsteht.

gruss
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Alt 10.11.2004, 08:28   #11   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

muss ich die Redoxtabellen nicht so lesen, dass ich die beiden Reaktionspartner vergleiche und nur eine "Abwärtsreaktion" zu Stande kommt? Also MnO4- mit meinetwegen Alkohol. dann seh ich da ja nicht, was rauskommt.
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Alt 10.11.2004, 11:32   #12   Druckbare Version zeigen
ricinus Männlich
Moderator
Beiträge: 23.861
AW: alkalisches Milieu

Ich glaube ich seh was Du meinst : deine Redoxtabelle wird so aufgebaut sein, dass die Oxidierte Form links, die reduzierte rechts steht (so wie meine Gleichung mit dem Permanganat auch). Dann nimmt auch noch die Stärke der Om von oben nach unten ab, d.h. ganz oben in deiner Tabelle müsste

F2 + 2e = 2F- stehen und irgendwo zum Schluss Cs+ + e = Cs oder so was.

Dann liest Du die Tabelle in der Tat so wie du beschrieben hast. Dein Permanganat kann alle Reduktionsmittel oxidieren, die auf der rechten Tabellenseite unterhalb der Permanganatgleichung stehen.
Wenn deine Tabelle vollstäandig ist siehst Du dann genau was bei der Reduktion des Permanganats entsteht, und auch, was bei der Oxidation seines Reaktionspartners entsteht. Du musst dann nut beide Teilgleichungen zu einer verbinden.

gruss
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Alt 11.11.2004, 08:39   #13   Druckbare Version zeigen
kammerjäger Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 2.775
AW: alkalisches Milieu

also müssten in meiner Tabelle 2 Gleichungen für KMnO4 stehen. Eine mit Wasser und eine mit H+. Letztere steht über der mit Wasser auf der linken Seite.
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Alt 11.11.2004, 09:47   #14   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Wenn du einen Blick in den HoWi wirfst, wirst du vier Redoxsysteme, an denen Permanganat beteiligt ist, tabelliert finden.
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