Ist Cr2O72- bei pH=1 oder pH=5 das stärkere Oxidationsmittel?

Question

Ist Cr2O72- bei pH=1 oder pH=5 das stärkere Oxidationsmittel?

Antwort

Verwandte Fragen

Können Metalle verbrennen?

Wie verlaufen Oxidation und Reduktion von Chloridionen durch Eisen(II)- oder Eisen(III)-Ionen und welches Chlorid entsteht dabei?

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Um zu bestimmen, ob das System bei pH=1 oder pH=5 ein stärkeres Oxidationsmittel ist, muss man die Standardpotentiale der Reaktion in Abhängigkeit vom pH-Wert betrachten. Die gegebene Reaktion ist die Reduktion von Dichromat (Cr2O7^2-) zu Chrom(III) (Cr^3+). Der pH-Wert beeinflusst die Konzentration der Hydroniumionen (H3O+) in der Lösung, was wiederum das Standardpotential der Reaktion beeinflusst. Bei pH=1 ist die Konzentration der H3O+-Ionen höher als bei pH=5. Dies führt zu einer höheren Stabilität des Dichromats und damit zu einem höheren Reduktionspotential. In der Regel ist das Standardpotential bei niedrigeren pH-Werten (saurer Lösung) günstiger für die Reduktion von Dichromat. Daher ist das System bei pH=1 ein stärkeres Oxidationsmittel als bei pH=5.

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Ja, Metalle können tatsächlich verbrennen. Allerdings geschieht das unter anderen Bedingungen als bei organischen Stoffen wie Holz oder Papier. Beim Verbrennen reagieren Metalle mit Sauersto... [mehr]

Accepted Answer

Ja, Metalle können tatsächlich verbrennen. Allerdings geschieht das unter anderen Bedingungen als bei organischen Stoffen wie Holz oder Papier. Beim Verbrennen reagieren Metalle mit Sauerstoff und bilden Metalloxide. Dieser Prozess wird als Oxidation bezeichnet. Einige Metalle, wie Magnesium, Natrium oder Eisen, können bei ausreichend hoher Temperatur und in Anwesenheit von Sauerstoff sehr heftig brennen. Magnesium zum Beispiel brennt mit einer sehr hellen, weißen Flamme. Auch Eisen kann in Form von feinen Spänen oder Wolle brennen, was man zum Beispiel beim Feuerwerk oder in der Chemievorführung sehen kann. Im Alltag erscheinen Metalle oft nicht brennbar, weil sie meist in massiver Form vorliegen und eine schützende Oxidschicht besitzen, die weiteres Reagieren mit Sauerstoff verhindert. In fein verteilter Form (Pulver, Späne) ist die Oberfläche jedoch viel größer, sodass die Reaktion mit Sauerstoff leichter und schneller ablaufen kann. Zusammengefasst: Ja, Metalle können verbrennen, vor allem in fein verteilter Form und bei hohen Temperaturen.

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Um diese Frage zu beantworten, betrachten wir die möglichen Redoxreaktionen zwischen Chloridionen (Cl⁻) und Eisen(II)- (Fe²⁺) bzw. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺): **1. Oxidation von Chloridio... [mehr]

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Um diese Frage zu beantworten, betrachten wir die möglichen Redoxreaktionen zwischen Chloridionen (Cl⁻) und Eisen(II)- (Fe²⁺) bzw. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺): **1. Oxidation von Chloridionen (Cl⁻):** Chloridionen können zu elementarem Chlor (Cl₂) oxidiert werden: \[ 2 \text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^- \] **2. Reduktion von Chloridionen:** Chloridionen (Cl⁻) sind bereits die reduzierte Form von Chlor. Sie können nicht weiter reduziert werden. **3. Eisen(II)-Ionen (Fe²⁺):** Fe²⁺ kann zu Fe³⁺ oxidiert werden: \[ \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^- \] **4. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺):** Fe³⁺ kann zu Fe²⁺ reduziert werden: \[ \text{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+} \] **Mögliche Reaktionen:** - **Fe²⁺ und Cl⁻:** Fe²⁺ ist ein schwaches Reduktionsmittel, Cl⁻ ein schwaches Oxidationsmittel. Unter normalen Bedingungen findet keine Reaktion statt, weil Cl⁻ nicht stark genug oxidiert werden kann, um Fe²⁺ zu Fe³⁺ zu oxidieren. - **Fe³⁺ und Cl⁻:** Fe³⁺ ist ein Oxidationsmittel, aber Cl⁻ ist bereits die reduzierte Form. Fe³⁺ kann Cl⁻ nicht weiter reduzieren. Es findet keine Redoxreaktion statt. **Was käme für ein Chlorid am Ende raus?** In beiden Fällen bleibt das Chloridion (Cl⁻) unverändert. Es entsteht kein neues Chlorid, sondern das Cl⁻ bleibt als solches erhalten. Es wird weder zu elementarem Chlor oxidiert noch weiter reduziert. **Fazit:** Weder Fe²⁺ noch Fe³⁺ können Chloridionen (Cl⁻) oxidieren oder reduzieren. Das Chlorid bleibt als Cl⁻ erhalten. Es entsteht kein anderes Chlorid.