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  • »Chemiefrage« ist der Autor dieses Themas

Beiträge: 10

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1

Freitag, 1. Januar 2016, 14:34

Problem mit der Herleitung

Hallo ,

Ich habe folgendes Problem bei einer Aufgabenstellung :
Beobachtung Eisen-2-sulfat -----> entfärbt sich
[ da das Reagenzglas mit Kaliumpermanganat KMnO4 gefüllt wurde und mit Schwefelsäure angesäuert wurde und dann Eisen-2-Sulfat dazu gegeben wurde ]
Auswertung es entsteht Mn2+ und Eisen-3-Ionen <---- weil Eisen-2-Sulfat sich entfärbt

Nun zu meine Frage :

Als Lösung der Ausgangs - und Endstoffe haben wir folgende Summenformel erhalten

KMnO4 + FeSO4 ----> Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4

Ich verstehe wie man links auf die Summelformel kommt , aber auf der Rechten Seite komme ich nicht klar mit den Summelformel

2 . Frage

Warum wird aus MnO4- -------> Mn2+ ? ( Reduktion )

Wäre nett wenn alles ausführlich und einfach erklärt wird

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2

Freitag, 1. Januar 2016, 19:39

Das Permanganation ist ein starkes Oxidationsmittel (Standardpotential +1,49 V), welches Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen in saurer Lösung oxidieren kann, wozu nur dessen Standardpotential von +0,77 V zu "überwinden" ist.
Dabei wird die Permanganatlösung entfärbt, nicht die schwach grünliche Lösung des Eisen(II)-Salzes.
Die beteiligten Redoxpotentiale sind:\[ Mn^{++}+4\,H_2O <->MnO_4^-+8H^++5e^- \] \[ Fe^{++} <-> Fe^{+++}+e^- \]
Daß dabei ein Permanganation fünf Eise(II)-Ionen oxidieren kann, ergibt sich u.A. auch aus der Elektronenbilanz, wobei ich nicht verschweigen möchte, daß es auch andere Bilanzierungsmöglichkeiten gibt.

  • »Chemiefrage« ist der Autor dieses Themas

Beiträge: 10

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3

Freitag, 1. Januar 2016, 21:04

Das Permanganation ist ein starkes Oxidationsmittel (Standardpotential +1,49 V), welches Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen in saurer Lösung oxidieren kann, wozu nur dessen Standardpotential von +0,77 V zu "überwinden" ist.
Dabei wird die Permanganatlösung entfärbt, nicht die schwach grünliche Lösung des Eisen(II)-Salzes.
Die beteiligten Redoxpotentiale sind:\[ Mn^{++}+4\,H_2O <->MnO_4^-+8H^++5e^- \] \[ Fe^{++} <-> Fe^{+++}+e^- \]
Daß dabei ein Permanganation fünf Eise(II)-Ionen oxidieren kann, ergibt sich u.A. auch aus der Elektronenbilanz, wobei ich nicht verschweigen möchte, daß es auch andere Bilanzierungsmöglichkeiten gibt.
hi ,
Du hast nicht meine Frage beantwortet :(
Ich weiß immernoch nicht durch deine Unterstützung woher auf der Rechten Seite --> also den Endstoffe
z.b das MnSO4 oder K2SO4 entsteht es ist drei mal vorhanden aber links also bei den Ausgangsstoffe nur einmal vorhanden
Woher kommen diese Verbindung und wie komme ich darauf ?
wieso verschweigst du sowas , erzähl mir was es für andere Bilanzierungsmöglichkeiten gibt :?:

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4

Freitag, 1. Januar 2016, 21:39

KMnO4 + FeSO4 ----> Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4

Die
von Dir angegebene "Gleichung" ist doch garkeine, sondern nur ein
Hinweis, welche Stoffe an der Reaktion beteiligt sind. Zusätzlich stand
doch in der Aufgabenbeschreibung auch noch Schwefelsäure. Wenn man die
und die anderen Stoffe stöchiometrisch berücksichtigt, und dabe auch
noch ganze Zahlen als Faktoren haben möchte, dann sieht die Stoffbilanz
wie unten angegeben aus.
\[ 2KMnO_4+8H_2SO_4+10FeSO_4\rightarrow 2MnSO_4+K_2SO_4+5Fe_2(SO_4)_3+8H_2O \]

  • »Chemiefrage« ist der Autor dieses Themas

Beiträge: 10

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5

Freitag, 1. Januar 2016, 21:47

KMnO4 + FeSO4 ----> Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4

Die
von Dir angegebene "Gleichung" ist doch garkeine, sondern nur ein
Hinweis, welche Stoffe an der Reaktion beteiligt sind. Zusätzlich stand
doch in der Aufgabenbeschreibung auch noch Schwefelsäure. Wenn man die
und die anderen Stoffe stöchiometrisch berücksichtigt, und dabe auch
noch ganze Zahlen als Faktoren haben möchte, dann sieht die Stoffbilanz
wie unten angegeben aus.
\[ 2KMnO_4+8H_2SO_4+10FeSO_4\rightarrow 2MnSO_4+K_2SO_4+5Fe_2(SO_4)_3+8H_2O \]

Hallo ,

Genau du hast recht , aber kannst du mir deinen " Trick " verraten was es für andere Bilanzmöglichkeiten #für diese Aufgabe gibt um auf die jeweiligen Formel zu kommen ?

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6

Samstag, 2. Januar 2016, 16:28

Im Internet und in jedem brauchbaren Chemiebuch findest Du Tabellen über die "elektrochemische Spannungsreihe". In dieser stehen meistens aufgelistet nach Reduktionsmittel links und Oxidationsmittel rechts alle möglichen Redoxsysteme geordnet nach ihrer "Stärke". Die brauchst Du nur noch so zu kombinieren, daß die aufgenommene Zahl der Elektronen des Oxidationsmittels mit der benötigten Zahl des Reduktionsmitteles übereinstimmen. Nur diese dort stehenden Ionen und Moleküle sind an dem Redoxprozeß beteiligt. In Deinem Beispiel sind die Sulfationen des Eisensulfates und der Schwefelsäure unbeteiligte "Zuschauer" und verändern weder ihre Anzahl, noch ihre Ioneneigenschaft bei dieser Reaktion.
Im übrigen gibt es auch in diesem Forum zu diesem Problem schon umfangreiche Beiträge z.B. von Herrn Friedrich Karl Schmidt (FKS).
Dein Wunsch, hier in einem kurzen Beitrag diesen ganzen Komplex verstehen zu können, kann keiner leisten. Du müßtest schon anhand eines konkreten Beispiels (mit Hilfe unserer Erklärungen) Dich selber in die Problematik vertiefen.

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