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Anorganische Chemieübung...

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Veranstaltung 14ws - 02088

Allgemeine und Anorganische Chemie

Übung 1

Thema: Redoxreaktionen

Aufgabe 11.1 Vervollständigen Sie folgende Redox-Reaktionsgleichungen: a) MnO4- + Fe2+ + H3O+

→

b) MnO4- + H2O2 + H3O+ 2+

c) Cu + I

-

d) Cl2 + H2O

Mn2+ + Fe3+ →

MnO2 + O2

→

CuI + I3-

→

OCl- + Cl-

Aufgabe 11.2 Entwickeln Sie für die nachstehenden Redoxsysteme zunächst die Einzelreaktionen und daraus die vollständige Reaktionsgleichungen (wässrige Lösungen). Geben Sie an, welche Prozesse pHabhängig sind und ob diese besser in saurer oder in alkalischer Lösung von links nach rechts laufen. a) Cr2O72- / Cr3+ und H2S / S8 b) HO2- / OH- und S2- / SO42c) NO3- / NO und Cu / Cu2+ d) H2O / H2 und Zn / Zn(OH)42e) PbO2 / PbSO4 und Mn2+ / MnO4f) Br2 / Br- und Mn2+ / MnO4g) H3O+ / H2 und Al / Al3+

Aufgabe 11.3 Kann Fe3+ in wässriger Lösung Br- zu Br2 oxidieren, wenn die Konzentration der beteiligten Ionen jeweils 1 mol/l beträgt? Die Normalpotentiale sind mit E0 (Fe3+/Fe2+) = 0,777 V und mit E0 (Br2/Br-) = 1,065 V angegeben.

Aufgabe 11.4 Legen Sie anhand der tabellierten Normalpotentiale fest, ob die angegebenen Reaktionen unter Normalbedingungen spontan ablaufen. a) Cu(s) + 2 H3O+(aq) → Cu2+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)

Cu2+ / Cu

0,337 V

b) Cl2(g) + 2 I (aq) → 2 Cl (aq) + I2(s)

Cl2 / Cl

1,36 V

c) I2(s) + 5 Cu2+(aq) + 18 H2O(l) → 2 IO3-(aq) + 5 Cu(s) + 12 H3O+

I2 / I-

0,54 V

IO3-

1,195 V

-

2+

-

-

d) Hg (aq) + 2 I (aq) → Hg(l) + I2(s) -

+

2+

e) H2SO3(aq) + 2 Mn(s) + 4 H3O → S(s) + 2 Mn (aq) + 7 H2O (l)

/ I2

2+

Hg / Hg

0,854 V

H2SO3 / S

0,45 V

2+

Mn / Mn

- 1,18 V

 SiehenächsteSeite. 

 SieheübernächsteSeite.

    



 

  Fe3+  +1e → Fe2+ |*2 E(Fe3+/Fe2+  ) =0,777V   2Br → Br2+2e E(Br /Br2) =1,065  ΔE =0,288V 2Fe3+  +2Br → 2Fe2++Br2  ⇒keinefreiwilligeReaktion  

 a)

 b)

 c) 

Cu² → Cu2+ E = 0,337V + H3 O → H2² E =0V  ΔE =0,337

⇒NICHTspontan

Cl2 → Cl E=1,36V  I → I2 E= 0,54  ΔE>0

⇒spontan

......