Die Iodidionen sind das Reduktionsmittel.
Schritt: Oxidationsschritt bestimmen In diesem Schritt bestimmen wir den Oxidationsschritt. Aus den Iodidionen $ I^- $ wird elementares Iod $ I_2 $. Bei diesem Vorgang erhöht sich die Oxidationszahl aufgrund der Elektronenabgabe von $ -I $ auf $ 0 $. Da auf der Produktseite zwei Iodatome in Form von I_2 vorliegen, müssen die Iodidionen auf der Eduktseite die Zahl 2 vorangestellt bekommen, da ansonsten das Mengenverhältnis nicht stimmt. Oxidationsschritt Aus diesem Oxidationsschritt sind zwei Elektronen hervorgegangen $ 2 e^- $. Es sind zwei Elektronen, da jedes Iodidion ein Elektron abgibt. Für den Fall der Oxidation stimmen die Mengenverhältnisse und Ladungsverhältnisse auf Edukt- und Produktseite. Auf beiden Seiten beträgt die Ladung $ 2- $ 4. Redoxreaktion #3 Beispielaufgabe - YouTube. Schritt: Reduktionsschritt bestimmen Bei unserem Beispiel reagiert das Wasserstoffperoxidmolekül zur Wasser. Dadurch ändert sich die Oxidationszahl des gebundenen Sauerstoffs von $ -I $ zu $ -II $. Durch diese Elektronenaufnahme (Reduktion) findet zeitgleich eine Oxidationszahlerniedrigung statt.
Umgekehrt bezeichnet man den Stoff, der den anderen reduziert, als Reduktionsmittel. Sehen wir uns zur Verdeutlichung ein kleines Beispiel an. Wir betrachten dazu die Reaktion von elementarem Magnesium mit Chlorgas. Wie finden wir nun heraus, ob es sich bei dieser Reaktion um eine Redox-Reaktion handelt und wie unterteilen wir diese in Reduktion und Oxidation? Dazu müssen wir die Oxidationszahlen aller beteiligten Stoffe bestimmen, die an der Reaktion teilnehmen. So kann man herausfinden, ob sich die Oxidationszahlen der Elemente verändern. Wenn dies der Fall ist, dann handelt es sich um eine Redox-Reaktion, da eine Änderung der Oxidationszahl ein Indiz dafür ist, dass Elektronen von einem Reaktionspartner auf einen anderen übergehen. Dann können wir diese Reaktion in die 2 Halbreaktionen unterteilen. Die Oxidationszahl von Magnesium ändert sich von [0] auf [+2], d. die Oxidationszahl erhöht sich. Redoxreaktion beispiel mit lösungen en. Also wissen wir, dass es sich hier um die Oxidation handelt. Hier ist die Halbreaktion jedoch noch nicht ausgeglichen, da auf den beiden Seiten unterschiedliche Ladungen auftreten.
Bei einem pH-Wert von 14 kann man nicht mehr mit dem Standardredoxpotenzial des Redoxpaares I 2 I O 3 ' rechnen, sondern es muss für dieses Redoxpaar entsprechend der nernstschen Gleichung das Redoxpotenzial bei pH = 14 berechnet werden. E 1 = E° + 0, 059 V 10 ⋅ lg c(IO 3 -) 2 ⋅ c(H 3 O +) 12 c(I 2) E 1 = 1, 2 V + 0, 059 V 10 ⋅ lg c(H 3 O +) 12 + 0, 059 V 10 ⋅ lg c(IO 3 -) 2 c(I 2) E 1 = 1, 2 V − 0, 059 V 10 ⋅ 12 pH + 0, 059 V 10 ⋅ lg c(IO 3 -) 2 c(I 2) E 1 = 0, 21 V + 0, 059 V 10 ⋅ lg c(IO 3 -) 2 c(I 2) Damit ergibt sich - wenn man wie oben gezeigt vorgeht - die Gleichgewichtskonstante für pH = 14 zu 2 lg K = 10 0, 059 ⋅ ( 0, 21 − 0, 54) lg K = 28 p K = 10 − 28 Das Gleichgewicht liegt also bei pH = 14 praktisch vollständig auf der linken Seite, d. elementares Iod ist nicht vorhanden, sondern hat zu Iodid und Iodat reagiert.
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