Sind Manganat(VI)-Ionen in saurer, wässriger Lösung bezüglich der Disproportionierung in Mn(VII) und Mn(II) stabil? Stellen Sie hierzu eine Gleichung für die Gesamtreaktion auf. Wie gross ist deren Gleichgewichtskonstante? E⁰(MnO₄^2-(aq)/Mn²⁺(aq) ) = +1.75 V, E⁰(MnO₄^-(aq)/ MnO₄^2-(aq)) = +0.56 V. Falls Manganat(VI)-Ionen nicht stabil wären, was würden Sie tun, um sie in wässriger Lösung zu stabilisieren?

Berechnen Sie mit Hilfe der Standardreduktionspotentiale aus dem CRC Handbook of Chemistry and Physics die Gleichgewichtskonstanten für folgende Reaktionen:

1. Ni(s) + Sn²⁺(aq) ® Ni²⁺(aq) +Sn(s)
2. 2Cl₂(g) + 2H₂O ® 2H⁺(aq) + 2Cl^-(aq) + 2HOCl(aq)
3. 4H⁺(aq) + 4Br^-(aq) + O₂(g) ® 2Br₂(l) + 2H₂O

Redoxtitration: 100 ml 0.01 M Fe^II-Lösung sollen mit 0.10 M Ce^IV-Lösung titriert werden. Die Titration erfolgt in 1 M H₂SO₄. Die Messkette enthält eine ionenselektive Elektrode zur Messung des Potentials E(Fe^III/Fe^II). Als Referenzelektrode wird eine Kalomelelektrode mit E⁰ = +0.24 V verwendet. E⁰(Fe^III/Fe^II) = 0.77 V, E⁰(Ce^IV/Ce^III) = 1.44 V.

Berechnen Sie die Potentiale E

1. nach Oxidation der Hälfte der Lösung,
2. nach Zugabe der zu Fe^II äquivalenten Menge Ce^IV,
3. für einen Überschuss an Ce^IV, so dass gilt: [Ce^IV] = [Ce^III].

Hinweis zum Vorgehen: Ermitteln Sie vorerst die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion

Fe^II + Ce^IV ® Fe^III + Ce^III

und verwenden Sie sie dann in den Berechnungen a) – d).

d) Tragen Sie dann E(Fe^III/Fe^II) als Funktion der zugegebenen Menge der Ce^IV-Lösung (ml) auf. Benutzen Sie hierzu die Mengen in Aufgaben a)-c) sowie die Werte 1, 3, 9, 9.9, 10.1, 11, 15, 30 ml.

Wie ändert sich das Elektrodenpotential für die Halbreaktion

M³⁺ + 3 e^- ® M,

wenn die Metallionenkonzentration a) verdoppelt bzw.b) halbiert wird? T = 298.15 ºC.