Ah die faszinierende Welt der Elektrochemie! Stell dir vor, da ist eine Reaktionslösung, in der Permanganat mit Fe2+ Ionen reagiert und dabei zu Fe3+ Ionen oxidiert wird. Klingt komplex, nicht wahr? Aber keine Sorge – wir nehmen es Stück für Stück auseinander.
Zuerst einmal die Reaktionsgleichung: KMnO4 + 5Fe2+ + 8 H+ -> K+ + Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O. Das bedeutet: Dass für 1 mmol Kaliumpermanganat 5 mmol Elektronen benötigt werden um vollständig reduziert zu werden. Wenn nun 2⸴5 mmol FeSO4 * 7 H2O 2⸴5 mmol Elektronen abgeben ist das schonmal ein Anfang.
Jetzt wollen wir das elektrochemische Potenzial berechnen. Mit der Nernst Gleichung können wir das machen. E = 1⸴51 V + 0⸴059V / 5 x log. Nachdem alles gerechnet wurde, ergibt sich ein Potenzial von 1⸴3121V für das Redoxsystem MnO4-/Mn2+.
Aber Moment mal was passiert, wenn alle Fe2+ Ionen zu Fe3+ oxidiert werden? Hier kommt die Nernst´sche Gleichung für Fe3+/Fe2+ ins Spiel. Das Standardpotential beträgt 0⸴77 V. Wenn man alle Konzentrationen berücksichtigt, stellt man fest, dass das Fe2+ nicht vollständig zu Fe3+ oxidiert werden konnte. Das Verhältnis von Fe3+/Fe2+ liegt bei 3⸴47 was bedeutet, dass die Reaktion nur bis zu einer Spannung von 0V gehen kann.
Also was passiert? Das Fe2+ konnte nicht vollständig oxidiert werden, das elektrochemische Potenzial erreicht einen Grenzwert und die Reaktion endet. Elektrochemie kann wirklich spannend sein, oder?
Elektrochemie in Aktion: Die Reduktion von Permanganat mit Eisenionen
Was geschieht, wenn alle Fe2+ Ionen zu Fe3+ oxidiert werden und wie wirkt sich das auf das elektrochemische Potenzial aus?