Allgemein kannst du schreiben: Reduzierte Form (Red. ) ⇌ Oxidierte Form (Ox. Redoxreihe der metalle tabelle den. ) + Anzahl Elektronen (n • e –) Am Beispiel vom Metall Kupfer sieht das so aus: Cu ⇌ Cu 2+ + 2 e – Das Redoxpotential bei Standardbedingungen, das Standardpotential E 0, beträgt beim Redoxpaar Cu/Cu 2+ 0, 35 Volt. Die Standardbedingungen sind dabei immer: Temperatur T = 25 ° Celsius Druck p = 101, 3 kPa Konzentration der beteiligten Ionen c = 1 mol/l Redoxreihe Tabelle In folgender Tabelle findest du die Redoxreihe wichtiger Redox-Paare. Es handelt sich dabei um Metalle und Nichtmetalle. Die Paare sind nach absteigenden Standardpotentialen (Standardelektrodenpotentialen) aufgeführt. Reduzierte Form ⇌ Oxidierte Form + Anzahl Elektronen Standard-potential E 0 in V 2 F – F 2 2 e – +2, 87 Au Au 3+ 3 e – +1, 42 2 Cl – Cl 2 +1, 36 6 H 2 O O 2 + 4 H 3 O + 4 e – +1, 23 Pt Pt 2+ +1, 20 2 Br – Br 2 +1, 07 Ag Ag + 1 e – +0, 80 2 I – I 2 +0, 54 Cu Cu 2+ +0, 35 H 2 2 H + 0 Pb Pb 2+ -0, 13 Ni Ni 2+ -0, 23 Fe Fe 2+ -0, 41 S 2- S -0, 48 Zn Zn 2+ -0, 76 Mn Mn 2+ -1, 18 Al Al 3+ -1, 66 Mg Mg 2+ -2, 38 Na Na + -2, 71 Li Li + -3, 05 Achtung: Manche Tabellen sind auch umgekehrt angeordnet, also aufsteigend mit den niedrigsten Potentialen zuerst!
Um die Redoxreihe zu erklären schauen wir uns zunächst ein interessantes Phänomen an: Wenn wir in eine Kupfersulfat-Lösung ein Zinkblech halten, bildet sich an dem Zinkblech eine elementare Kupferschicht. Halten wir aber in eine Zinksulfat-Lösung ein Kupferblech, bildet sich keine elementare Zinkschicht. Wir können sogar vorhersagen, wann eine solche Reaktion funktioniert und wann nicht. Dafür brauchen wir die elektrochemische Spannungsreihe (auch Redoxreihe genannt). Schauen wir uns diese elektrochemische Spannungsreihe etwas genauer an. Wir haben immer ein korrespondierendes Redoxpaar und die entsprechend beteiligte Elektronenzahl gegeben. Betrachten wir Kupfer: Die reduzierte Form in der Tabelle ist Cu, das elementare Kupfer. Die oxidierte Form ist Cu2+. Um diese beiden ineinander zu überzuführen, müssen zwei Elektronen abgegeben bzw. Redoxreihe der metalle tabelle se. aufgenommen werden. Jetzt steht in der letzten Spalte die Zahl +0, 35. Dieser Wert ist das sogenannte Standardpotenzial E0. Im Folgenden haben wir einen ganz bestimmten Versuchsaufbau, mit dessen Hilfe das Standardpotenzial bestimmt wird: Wir tauchen eine Kupferelektrode in eine Kupfersulfat-Lösung, sodass sich eine Kupferhalbzelle bildet.
In der Redoxreihe steht das korrespondierende Redoxpaar Ag/Ag + unter dem Redoxpaar Cu/Cu 2+, weiter oben steht Ni/Ni 2+. Das bedeutet: Ein Silber-Löffel gibt keine Elektronen an Cu 2+ -Ionen ab, dagegen ein Löffel aus Ni, weil dieser das größere Elektronendonator-Vermögen hat, also als Reduktionsmittel fungiert. Nickel-Ionen würden also in Lösung gehen und das Kupfersulfat verunreinigen. Redoxreihe • einfach erklärt: Tabelle und Beispiele · [mit Video]. Also nimmt man einen Löffel aus Silber! 2. Folgende Metalle reagieren mit folgenden Metallionen: a) Sn(s) mit Ni 2+ (aq); b) Pb(s) mit Sn 2+ (aq); c) Ni(s) mit Pb 2+ (aq); d) Cu(s) mit Hg 2+ (aq); Welche Reaktionen sind möglich? Formuliere die Redoxgleichungen! a) Sn(s) mit Ni 2+ (aq): geht nicht, weil Ni 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Sn ein schwächeres Reduktionsmittel ist. b) Pb(s) mit Sn 2+ (aq): geht nicht, weil Pb 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Sn 2+ ein schwächeres c) Ni(s) mit Pb 2+ (aq): geht, weil Ni 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Pb ein schwächeres Ni(s) + Pb2+ —> Ni2+(aq) + Pb(s) d) Cu(s) mit Hg 2+ (aq): geht, weil Cu ein schwächerer Elektronendonator ist und Hg 2+ ein stärkeres Oxidationsmittel ist.
Beispiel: Mg + 2 H 3 O + Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O
Von daher ist eine Reaktionsrichtung festgelegt. Reihenfolge der Lösungswörter des Lückentextes: Oxidationsmittel, Reduktionsmittel, Reduktions- bzw. Oxidationskraft; 3. Interpretiere die Beobachtungen aus V2. Die Lösung erwärmt sich. Mit Zn-Teststäbchen lassen sich Zn 2+ -Ionen nachweisen. 4. Welche Beziehung existiert zwischen der Bereitschaft eines Metalls, seine Elektronen abzugeben und der Stärke des Metallions, diese Elektronen wieder zurückzuholen? Formuliere diese Beziehung in den Begrifflichkeiten "Elektronen-Donator" und "Elektronen-Akzeptor". Die grundlegende Fähigkeit eines Metallatoms, Elektronen abzugeben, sagt noch nichts aus über seine Bereitschaft, dies auch tatsächlich zu tun. Das Metallatom bzw. Redoxreihe der metalle tabelle 1. sein Kern hält die Elektronen ja fest, weil damit ein bestimmter energetischer Zustand verbunden ist. Genauso sagt die grundlegende Fähigkeit eines Metallions, Elektronen zurückzuholen, nichts aus über die Stärke oder Bereitschaft, das zu tun. Auch damit ist ein bestimmter energetischer Zustand verbunden.
Arbeitsaufträge zur Auswertung: 1. Formuliere für alle Versuche die entsprechenden Reaktionsgleichungen der Metalle mit den Metall-Ionen als Oxidatons- und Reduktions-Gleichung. 1. Zn(s) + FeSO 4 (aq) ----> ZnSO 4 (aq) + Fe(s) 2. Zn(s) + CuSO 4 (aq) ----> ZnSO 4 (aq) + Cu(s) 3. Zn(s) + 2 AgNO 3 (aq) ----> 2 Ag(s) + Zn(NO 3) 2 (aq) 4. Fe(s) + CuSO 4 (aq) ----> FeSO 4 (aq) + Cu(s) 5. Fe(s) + 2 AgNO 3 (aq) ----> 2 Ag(s) + Fe(NO 3) 2 (aq) 6. Cu(s) + 2 AgNO 3 (aq) ----> 2 Ag(s) + Cu(NO 3) 2 (aq) 2. Ordne die Metalle aus V2 zunächst nach dem Gesichtspunkt: welche Reaktionen sind gelaufen, welche nicht? Untersuche dann weiter: Welche Rolle übernehmen Metalle bzw. Metall-Ionen im Redoxprozess? Metalle übernehmen im Redoxprozess die Rolle der Elektronendonatoren, Metallionen die Rolle der Elektronenakzeptoren. 1.2 Erstellung einer Redoxreihe. Manche Metallionen können aber weitere Elektronen abgeben, wenn sie von einer niedrigeren Wertigkeits- oder Oxidationsstufe in eine höhere übergehen, also Vorsicht! Metalle können nur Elektronen abgeben.
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