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Allgemein kannst du schreiben: Reduzierte Form (Red. ) ⇌ Oxidierte Form (Ox. Redoxreihe der metalle tabelle die. ) + 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!
Arbeitsblatt Redoxreihe der Metalle Verschiedene Reaktionen aus dem vorangegangenen Unterricht sollen mit der Anordnung der Metalle in der Redoxreihe abgeglichen werden. Abbildung Redoxreihe der Metalle - Variante 1 Metalle sortiert nach unterschiedlichem Bindungsbestreben zu Sauerstoff Folie Atom- bzw. Ionenebene der Redoxreaktionen: Reduktion als Elektronenaufnahme Durch eine Betrachtung auf Teilchenebene wird herausgearbeitet, dass bei der Gewinnung von Metallen aus Metalloxiden die Metall-Kationen Elektronen aufnehmen. Redoxreihe der metalle tabelle den. Damit kann die Redoxreihe unter dem Blickwinkel der Tendenzen zu Elektronenaufnahme bzw. -abgabe neu betrachtet werden. Redoxreihe der Metalle - Variante 2 Metalle und Metallkationen sortiert nach Tendenz zur Elektronenabgabe bzw. -aufnahme Neubetrachtung der Redoxreihe Deutung von Redoxreaktionen (Metall + Metalloxid) als Elektronenübertragungsreaktionen Schlagworte Redoxreihe der Metalle, Reduktion, Oxidation, Redoxreaktion, Elektronenübertragung, Eisen, Magnesium, Natrium, Blei, Silber, Bindungsbestreben zu Sauerstoff, Elektronenabgabe, Elektronenaufnahme, Metallion
Darin sind z die Zahl der ausgetauschten Elektronen, F = 96. 485 C mol −1 die Faraday-Konstante und Δ E ° die Differenz der Standardpotentiale. Die reduzierte Form eines Redox-Paares mit sehr negativem Standardpotential stellt ein sehr starkes Reduktionsmittel dar, weil es zur Elektronenabgabe bestrebt ist (z. B. Natrium). Redoxreihe der Metalle. Dagegen ist die oxidierte Form eines Redox-Paares mit sehr positivem Standardpotential ein starkes Oxidationsmittel (z. B. Fluor als stärkstes bekanntes Oxidationsmittel, d. h. mit höchstem Standardpotential), weil es nach Elektronenaufnahme strebt. Die elektrochemische Spannungsreihe ist damit eine Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke bzw. gleichzeitig eine umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke. Außerdem enthält die elektrochemische Spannungsreihe eine Abstufung der Metalle ("sehr edles Metall", "edles Metall", "weniger edles Metall", "unedles Metall", "sehr unedles Metall") nach ihrem Bestreben, sich in Säuren oxidieren zu lassen.
Dabei müssen zwei Elektroden in Kontakt mit einem Elektrolyten stehen und es muss eine elektrische Spannung messbar sein. Das Elektrodenpotential stellt eine der wichtigsten Größen zur Beschreibung einer Elektrode dar. Mit ihm kannst du so berechnen, welche elektrische Spannung beispielsweise Akkumulatoren oder Batterien liefern können oder welche Spannung eine Elektrolyse benötigt. Das Standardpotential, Standardelektrodenpotential oder auch Normalpotential () gibt an, wie groß die elektronenanziehende Kraft einer Elektrode ist. Gemessen wird das Standardpotential unter Standardbedingungen. 1.2 Erstellung einer Redoxreihe. Die Standardbedingungen geben an, dass die Konzentration der Ionen genau betragen muss. Nur dann nimmt das Redoxpotential die in der Tabelle aufgelisteten Werte an. Den Bezugspunkt für das Normalpotential stellt immer die Wasserstoffelektrode dar. Deshalb sind alle anderen Standardpotentiale die Spannungen, die gemessen werden, wenn links die Wasserstoffelektrode (Normalelektrode) und rechts die Elektrode des Redoxpaares zusammengeschlossen sind.
Beispiel: Mg + 2 H 3 O + Mg 2+ + H 2 + 2 H 2 O
Wenn die Säure HCl ein Proton abgibt, entsteht die korrespondierende Base Cl -, man schreibt dieses Säure/Base-Paar daher als HCl/Cl -. Analog kann man bei Redoxreaktionen verfahren. Wenn ein Zn-Atom zwei Elektronen abgibt, entsteht ein Zn 2+ -Ion. Dieses Ion ist in der Lage, Elektronen von einem anderen Elektronen-Donator aufzunehmen, beispielsweise von einem noch unedleren Metall wie Magnesium. Statt der Atome wie Mg, Zn etc. Die Redoxreihe der Metalle. könnte man also die Redoxpaare Mg/Mg 2+, Zn/Zn 2+ etc. aufschreiben: Redoxpotenziale der Redoxpaare Redoxpaar Unter einem Redoxpaar versteht man ein System, in dem ein Elektronendonator neben dem korrespondierendem Elektronenakzeptor vorliegt. Ein Beispiel ist das Redoxpaar Fe/Fe 2+ + 2e -, das man auch als Fe/Fe 2+ abkürzen kann. Verbesserung Nr. 2 Die vertikalen Abstände zwischen den Redoxpaaren sind noch nicht korrekt. Woher weiß man denn, dass der Fe-Cu-Abstand größer ist als etwa der Cu-Ag-Abstand? Könnte es nicht auch umgekehrt sein? Und überhaupt, welche Werte haben die Redoxpotenziale eigentlich?
Alt 1: E 190 AB E 190 LI Alt 2: E 192 AB E 192 LI (2) nernst -Gleichung und Anwendungen z. B. pH-abhängige Redoxreaktionen Fakultativ Diagnose 2 Diagnosebogen E 200 AB