Abscheidung von Fe auf Mg

Anorganische Chemie.

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Vanadiumpentoxid
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Abscheidung von Fe auf Mg

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

mgritsch hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 09:16 Erstens hat Co ein Potenzial von -0,28 V und du erinnerst dich, was < 0 V ist scheidet sich aus wässriger Lösung nicht ab weil unedler als H. Da kommt H zuerst.
Zwotens ist Al generell ganz mies für Abscheidung da es in wässriger Lösung passiviert (bzw schon schön „ab Werk“ mit Oxidschicht passiviert daherkommt die sich nur im alkalischen auflöst, und alkalisch und Co verträgt sich nicht...).
Hallo mgritsch,
wieso kann man dann trotzdem mit Mg Fe aus einer Fe2+-Lösung holen, obwohl beides elektronegativ ist?
Bedarf es nicht vll. eher einer entsprechend hohen Differenz? Oder wird es nur mit allem schwer, was nahe bei Null ist (Fe aus Fe3+ funktioniert ja z. B. gar nicht).
Al ist in der Tat einer schwieriger Partner. Problemlos geht das nur mit Kupfer, aber nur, wenn zeitgleich auch Cl-Ionen anwesend sind.
Würde Al auch mit anderen Schwermetallionen funktionieren, wenn man unmittelbar vorher die Oxidschicht in einem Hydroxidbad entfernt, oder bräuchte man dann anschließend sogar noch eine Inertgasatmosphäre?
Gott gebe mir die Kraft, zu ändern, was ich verändern kann,
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von mgritsch »

Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 16:10 wieso kann man dann trotzdem mit Mg Fe aus einer Fe2+-Lösung holen, obwohl beides elektronegativ ist?
Kann man das? Ist mir neu. Bitte um Beleg :)

Differenz ist nicht wichtig, in den Fällen wo man der Spannungsreihe ein Schnippchen schlagen kann, liegt das immer daran dass man von „Standardbedingungen“ weit weg ist und ggfs Kinetik mit hilft (Überspannung, elektrochemisch ausgedrückt...)

Inertgas etc ist ganz unnötig, das Wasser bringt genug O2 mit (und H2 wird freigesetzt...)
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

mgritsch hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 16:20
Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 16:10 wieso kann man dann trotzdem mit Mg Fe aus einer Fe2+-Lösung holen, obwohl beides elektronegativ ist?
Kann man das? Ist mir neu. Bitte um Beleg :)
Bitte sehr! Aus meinem Anleitungsbuch des alten Kosmos C2. Ich habe Versuch 29 durchgeführt : es funktioniert!
Wer's nicht glaubt, kann es ja selber mal ausprobieren.
Der Aufwand ist überschaubar... 😉
zementation.jpg
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Glaskocher »

Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 20:41... Bitte sehr! Aus meinem Anleitungsbuch des alten Kosmos C2. Ich habe Versuch 29 durchgeführt ...
Und wie lautet die Vorschrift von "Versuch 29"? Da ich nicht stolzer Besitzer des genannten Kastens oder zumindest Anleitungsbuches bin kann ich diese Aussage momentan nicht nachvollziehen.
Schade...

Ein ordentlich zitierter Text wäre besser gewesen.

PS: Das Thema "Elektrodeposition von Eisen" passt vermulich eher dort hin.
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

Glaskocher hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 21:07 Und wie lautet die Vorschrift von "Versuch 29"? Da ich nicht stolzer Besitzer des genannten Kastens oder zumindest Anleitungsbuches bin kann ich diese Aussage momentan nicht nachvollziehen.
Schade...

Ein ordentlich zitierter Text wäre besser gewesen.
Sorry, es gab ein Problem beim Datei-Upload.
Nun sollte es aber passen.

Warum kann man eigentlich keine PDFs hochladen?
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von mgritsch »

Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 20:41 Bitte sehr! Aus meinem Anleitungsbuch des alten Kosmos C2. Ich habe Versuch 29 durchgeführt : es funktioniert!
Faszinierend, kann ich gerne mal probieren.
Und jetzt bitte die Erklärung warum das gegen alle Regeln der Elektrochemie so ist... bei -0,44 V für Fe2+ -> Fe sollte ausschließlich der edlere H2 entstehen. Es wird immer das stärkste (positivste) Oxidationsmittel zuerst reduziert. Und auch gleich warum bei Fe3+ nicht... das würde ja mal problemlos zu Fe2+ und könnte dann weiter....
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

mgritsch hat geschrieben: Donnerstag 13. Mai 2021, 23:25 Faszinierend, kann ich gerne mal probieren.
Und jetzt bitte die Erklärung warum das gegen alle Regeln der Elektrochemie so ist... bei -0,44 V für Fe2+ -> Fe sollte ausschließlich der edlere H2 entstehen. Es wird immer das stärkste (positivste) Oxidationsmittel zuerst reduziert. Und auch gleich warum bei Fe3+ nicht... das würde ja mal problemlos zu Fe2+ und könnte dann weiter....
Mach das bitte ruhig mal. Solltest Du zu einem anderen Ergebnis kommen, versuche ich es gern auch nochmal und stelle dann meine Bilder davon hier ein.

Die Erklärung für Fe3+ hast Du Dir selbst geliefert: es wird zunächst zu Fe2+ reduziert. Verwendet man Eisenpulver in einer Fe3+-Lösung, kommt es zur Komproportionierung zu Fe2+, danach ist - logischerweise - Schluss. Bei Mg im Überschuss müsste die Reduktion in der Tat noch weitergehen bis zum metallischen Eisen, aber eben halt erst im zweiten Schritt.

Ich kenne es bei der Zementation wirklich nur so: das unedlere Metall wirft das edlere aus seinem Salz (bzw. eigentlich korrekter: das edlere entreißt dem unedleren die äußeren Elektronen - die erste Variante hat sich mir jedoch bildlich einfach besser eingeprägt und klingt nicht ganz so schmerzhaft... :lol: ) , und zwar das Ganze um so besser, je größer der Unterschied in der Spannungsreihe ist.

Dort, wo es nicht funktioniert, ist entweder die Spannungsdifferenz kleiner als Null und damit kleiner als das Potential von Wasserstoff, d. h. das elementar vorliegende Metall ist edler als das Metall des Salzes - oder aber Passivierung verhindert eine Reaktion.

In Bezug auf die Elektrolyse würde ich Dir recht geben: in wässriger Lösung ist bei allen Elementen unterhalb von Wasserstoff erstmal der Wasserstoff an der Reihe. Deshalb lässt sich Eisen nicht elektrolytisch aus Eisensalzlösung gewinnen, weil Wasserstoff edler ist als Eisen.
Aber hier geht es ja nicht um die Elektrolyse, sondern um Zementation. Hier übernimmt Magnesium den Part des unedleren Elements und Eisen den des edleren, weswegen die Reaktion ablaufen kann.
Das geht theoretisch auch mit noch tiefer stehenden Paaren, z. B aus den Gruppen der (Erd-)Alkalimetalle, nur dass sich dort das freiwerdende Metall seinerseits auch sofort wieder mit Wasser zu Hydroxid und Wasserstoff umsetzen würde. Das geschieht zwar - sobald alles Mg verbraucht wäre - dann grundsatzlich auch beim Eisen (weil es unedler ist als Wasserstoff), das zuvor durch Zementation mit Magnesium entstanden ist, jedoch wesentlich langsamer und mit entsprechend höherer Aktivierungsenergie, weil es deutlich näher am Wasserstoff steht als z. B. Natrium oder Calcium.
Eine vollständige Umsetzung aller vorhandenen Protonen zum Wasserstoff vor der Bildung von metallischem Eisen wie bei der Elektrolyse ist hier nicht erforderlich, weil Magnesium der Redoxpartner des Eisen-Ions ist und nicht das Eisen.
Wenn dem nicht so wäre, würden alle Schiffe rosten, weil die Opferanode am Rumpf nicht funktioniert...

Man mag mich gern erneut korrigieren, wenn ich mal wieder falsch liege. Aber bitte wie üblich mit Begründung/Erklärung, damit ich dazulernen kann. Als Hobbychemiker auf dem Professionsstand eines Grundstudenten im Laborpraktikum komme ich bei der Theorie ohnehin nicht gegen die Vollprofis hier an - und das ist auch gar nicht mein Ziel... 😉 (dafür hätte ich mich nach dem Abitur vor 28 Jahen anders entscheiden müssen...). Beim Blick in manche Threads wird mir oft ganz schwindelig und ich verstehe nur Bahnhof... :conf:
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von lemmi »

Ich denke, die Konzentrationen der Ionen spielen eine große Rolle. Wasserstoffionen sind in neutraler Lösung ja nur ein einer c = 0,0000001 M vorhanden. Wennn man ein wenig hydrolysierendes Metallsalz in ausreichender Konzentration einsetzt ist es kein Problem, es sogar quantitativ aus der Lösung abzuscheiden, wie z.b. Blei ( -0,12 V)f oder Cadmium (-0,4 V) mittels Zink.

Bei Eisen mit Magnesium funktioniert das nicht quantitativ und es spielt sich daneben eine Wasserstoffentwicklung ab (@mgritsch: zum Beweis kann ich wenn gewünscht mein Versuchsprotokoll vom 13.10 1979 hier hochladen 8) )

N.B. was ich mich noch nie gefragt habe: spielt das Anion hier auch eine Rolle? Warum z.b. verwendet man Bleiacetat und nicht Bleinitrat für den Bleibaum? Ein Grund könnte sein, dass das Acetat hydrolytisch entstehende H+-Ionen wegpuffert
"Alles sollte so einfach wie möglich gemacht werden. Aber nicht einfacher." (A. Einstein 1871 - 1955)

"Wer nur Chemie versteht, versteht auch die nicht recht!" (G.C. Lichtenberg, 1742 - 1799)

"Die gefährlichste Weltanschauung ist die Weltanschauung der Leute, die die Welt nie gesehen haben." (Alexander v. Humboldt, 1769 - 1859)
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

lemmi hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 09:19 Wennn man ein wenig hydrolysierendes Metallsalz in ausreichender Konzentration einsetzt ist es kein Problem, es sogar quantitativ aus der Lösung abzuscheiden, wie z.b. Blei ( -0,12 V)f oder Cadmium (-0,4 V) mittels Zink.

Bei Eisen mit Magnesium funktioniert das nicht quantitativ und es spielt sich daneben eine Wasserstoffentwicklung ab (...)

N.B. was ich mich noch nie gefragt habe: spielt das Anion hier auch eine Rolle? Warum z.b. verwendet man Bleiacetat und nicht Bleinitrat für den Bleibaum? Ein Grund könnte sein, dass das Acetat hydrolytisch entstehende H+-Ionen wegpuffert
Das klingt mir nach einer plausiblen Erklärung.

Den Bleibaum habe ich auch schon mit dem Nitrat und Zink hinbekommen.
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von mgritsch »

Zunächst mal habe ich mir erlaubt das "Seitenthema" herauszutrennen um den Beitrag über die Tripelnitrite damit nicht weiter zu verwässern :)
Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 01:12 Die Erklärung für Fe3+ hast Du Dir selbst geliefert: es wird zunächst zu Fe2+ reduziert. [...] Bei Mg im Überschuss müsste die Reduktion in der Tat noch weitergehen bis zum metallischen Eisen, aber eben halt erst im zweiten Schritt.
ja klar muss das vorher reduziert werden, das sollte auch bald erledigt sein. vorher klang das aber noch so als ginge das gar nicht, habe ich das fehlinterpretiert?
Ich kenne es bei der Zementation wirklich nur so: das unedlere Metall wirft das edlere aus seinem Salz (bzw. eigentlich korrekter: das edlere entreißt dem unedleren die äußeren Elektronen - die erste Variante hat sich mir jedoch bildlich einfach besser eingeprägt und klingt nicht ganz so schmerzhaft... :lol: ) , und zwar das Ganze um so besser, je größer der Unterschied in der Spannungsreihe ist.
das ist grundsätzlich schon richtig, allerdings darf man sich dabei nicht auf "Metall" und "Salz" beschränken. Ist zB ein anderes Oxidationsmittel zugegen (Chromat, Chlorat, Brom,...) dann spielt das genauso mit.
Der Unterschied muss dafür nicht groß sein, er muss nur gegeben sein. Was wäre in dem Fall auch "besser"?
Dort, wo es nicht funktioniert, ist entweder die Spannungsdifferenz kleiner als Null und damit kleiner als das Potential von Wasserstoff, d. h. das elementar vorliegende Metall ist edler als das Metall des Salzes - oder aber Passivierung verhindert eine Reaktion.
Spannungsdifferenz kleiner als Null - ja; aber die Konjunktion "damit kleiner als das Potential von Wasserstoff" passt gar nicht dazu. Wasserstoff ist einfach eines von vielen möglichen Elementen das mitspielen kann. Bei Ag in einer CuSO4 Lösung ist auch das Potenzial <0 aber mit kleiner als H hat das nix zu tun :) H wurde ja auch nur willkürlich als 0 gewählt um irgend einen Bezugspunkt für relative Unterschiede zu haben.
In Bezug auf die Elektrolyse würde ich Dir recht geben: in wässriger Lösung ist bei allen Elementen unterhalb von Wasserstoff erstmal der Wasserstoff an der Reihe. Deshalb lässt sich Eisen nicht elektrolytisch aus Eisensalzlösung gewinnen, weil Wasserstoff edler ist als Eisen.
Aber hier geht es ja nicht um die Elektrolyse, sondern um Zementation. Hier übernimmt Magnesium den Part des unedleren Elements und Eisen den des edleren, weswegen die Reaktion ablaufen kann.
Elektrolyse und Zementation beruhen auf genau der gleichen Chemie, da gibt es keinen Unterschied. der einzige Unterschied ist ob die Batterie neben dem Glas mit Elektrolyt steht oder quasi drin "in Situ" erzeugt wird. und die mehr oder weniger frei wählbare Elektrode, die kann auch einen Unterschied machen.
Das geht theoretisch auch mit noch tiefer stehenden Paaren, z. B aus den Gruppen der (Erd-)Alkalimetalle, nur dass sich dort das freiwerdende Metall seinerseits auch sofort wieder mit Wasser zu Hydroxid und Wasserstoff umsetzen würde.
Das ist eine recht verbreitete "Misconception". Bei der Elektrolyse von zB NaCl in Waser entsteht nie Na das sich "gleich wieder auflöst", auch nicht ganz kurzfristig. Es wird immer zuerst das mit dem positivsten Potenzial abgeschieden, und das wäre in dem Fall an der Kathode Wasser bzw Wasserstoff (nach 2 H2O + 2 e− ⇌ H2 + 2 OH− E=−0,83 V)
lemmi hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 09:19Ich denke, die Konzentrationen der Ionen spielen eine große Rolle. Wasserstoffionen sind in neutraler Lösung ja nur ein einer c = 0,0000001 M vorhanden. Wenn man ein wenig hydrolysierendes Metallsalz in ausreichender Konzentration einsetzt ist es kein Problem, es sogar quantitativ aus der Lösung abzuscheiden, wie z.b. Blei ( -0,12 V)f oder Cadmium (-0,4 V) mittels Zink.
das trifft es, genau die Mathematik habe ich dir schon mal beim Blei vorgerechnet und diesmal einfach vergessen :) :mrgreen:
bei pH 7 ist nach Nernst das Potenzial von H/H+ bereits auf -0,413 V abgesunken. Wenn sich etwas Mg zu Mg(OH)2 aufgelöst hat ist der pH auch rasch über 7 und zuzüglich allfällige Überspannungen von H ist man da ganz schnell weit unter den 0,44 V. Dann kommt dazu dass die Konzentration von Fe+2 wohl auch unter 1 M ist bzw sorgt das Löslichkeitsprodukt von Fe(OH)2 mit nur 10−15 mol 3 / L 3 auch dafür dass die Fe+2 Konzentration niedrig bleibt. e Voila.

Mit Zn sollte es zwar rein nach E0 betrachtet auch funktionieren, aber da spielt wieder das praktisch positivere Potenzial wegen der geringen Löslichkeit von Zn(OH)2 dagegen. Man muss eben die tatsächlich verfügbaren Konzentrationen einsetzen.

Alles klar, ist erklärbar und erklärt :) Man muss nur die bekannte Mathematik auch anwenden.
N.B. was ich mich noch nie gefragt habe: spielt das Anion hier auch eine Rolle? Warum z.b. verwendet man Bleiacetat und nicht Bleinitrat für den Bleibaum? Ein Grund könnte sein, dass das Acetat hydrolytisch entstehende H+-Ionen wegpuffert
Anionen spielen nur dann eine Rolle, wenn sie das Gleichgewicht durch Komplexbildung beeinflussen.
Also zB bei Alu das Fluorid oder sehr hohe Chloridkonzentrationen, bei Fe durch CN-....
Nitrat ist kein Komplexbildner und Bleinitrat geht für den Bleibaum auch wunderbar. Wir haben nur aus Gründen der Kieselgel-Chemie immer mit dem Acetat gearbeitet :)
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Re: Ungewöhnliche Kristalle

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 16:53
Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 01:12 Die Erklärung für Fe3+ hast Du Dir selbst geliefert: es wird zunächst zu Fe2+ reduziert. [...] Bei Mg im Überschuss müsste die Reduktion in der Tat noch weitergehen bis zum metallischen Eisen, aber eben halt erst im zweiten Schritt.
ja klar muss das vorher reduziert werden, das sollte auch bald erledigt sein. vorher klang das aber noch so als ginge das gar nicht, habe ich das fehlinterpretiert?
Jein, ich schrieb nur, dass Fe3+ direkt zu Fe nicht funktioniert.

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 16:53das ist grundsätzlich schon richtig, allerdings darf man sich dabei nicht auf "Metall" und "Salz" beschränken. Ist zB ein anderes Oxidationsmittel zugegen (Chromat, Chlorat, Brom,...) dann spielt das genauso mit.
Der Unterschied muss dafür nicht groß sein, er muss nur gegeben sein. Was wäre in dem Fall auch "besser"?
Ich habe es so formuliert, weil hier ja um ein Metall und ein Salz ging. Dass es sich nicht daran erschöpft, verrät ja schon ein Blick in die Spannungsreihe.
Und den Ausdruck "besser" würde ich gegen "effizienter" tauschen wollen.

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 16:53
Dort, wo es nicht funktioniert, ist entweder die Spannungsdifferenz kleiner als Null und damit kleiner als das Potential von Wasserstoff,
H wurde ja auch nur willkürlich als 0 gewählt um irgend einen Bezugspunkt für relative Unterschiede zu haben.
Genau, als Vergleichspunkt, so hatte ich es auch gemeint, aber vll. nicht klar genug ausgedrückt. Dass alle Paare oberhalb von Wasserstoff mit H2 gar nichts mehr am Hut haben, ist ja klar.

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 16:53
Das geht theoretisch auch mit noch tiefer stehenden Paaren, z. B aus den Gruppen der (Erd-)Alkalimetalle, nur dass sich dort das freiwerdende Metall seinerseits auch sofort wieder mit Wasser zu Hydroxid und Wasserstoff umsetzen würde.
Das ist eine recht verbreitete "Misconception". Bei der Elektrolyse von zB NaCl in Waser entsteht nie Na das sich "gleich wieder auflöst", auch nicht ganz kurzfristig. Es wird immer zuerst das mit dem positivsten Potenzial abgeschieden, und das wäre in dem Fall an der Kathode Wasser bzw Wasserstoff (nach 2 H2O + 2 e− ⇌ H2 + 2 OH− E=−0,83 V)
O.k., danke für den Hinweis. An manchen Stellen ist mein Wissenstand noch auf dem Niveau der Hobbyhandbücher der Anfang 80er...

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 16:53
lemmi hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 09:19Ich denke, die Konzentrationen der Ionen spielen eine große Rolle. Wasserstoffionen sind in neutraler Lösung ja nur ein einer c = 0,0000001 M vorhanden. Wenn man ein wenig hydrolysierendes Metallsalz in ausreichender Konzentration einsetzt ist es kein Problem, es sogar quantitativ aus der Lösung abzuscheiden, wie z.b. Blei ( -0,12 V)f oder Cadmium (-0,4 V) mittels Zink.
das trifft es, genau die Mathematik habe ich dir schon mal beim Blei vorgerechnet und diesmal einfach vergessen :) :mrgreen:
bei pH 7 ist nach Nernst das Potenzial von H/H+ bereits auf -0,413 V abgesunken. Wenn sich etwas Mg zu Mg(OH)2 aufgelöst hat ist der pH auch rasch über 7 und zuzüglich allfällige Überspannungen von H ist man da ganz schnell weit unter den 0,44 V. Dann kommt dazu dass die Konzentration von Fe+2 wohl auch unter 1 M ist bzw sorgt das Löslichkeitsprodukt von Fe(OH)2 mit nur 10−15 mol 3 / L 3 auch dafür dass die Fe+2 Konzentration niedrig bleibt. e Voila.
Ähm, heißt das jetzt, Zementation von Fe mit Mg funktioniert oder funktioniert nicht? :conf:
Wenn nicht: was war das dann, was ich da mit dem Magneten an der Reagenzglasinnenseite hochziehen konnte?
Wenn ja: warum funktioniert das, aber die Elektrolyse zu Fe nicht, wenn es elektrochemisch der gleiche Prozess ist?

Den absinkenden pH-Wert dürfte das saure FeSO4 ja locker wieder auffangen, Magnesiumhydroxid ist kaum löslich und die Lösung auch nicht sonderlich alkalisch.
Das mit dem Wasserstoff stimmt auch von der Beobachtung her: neben Eisenkrümeln bilden sich auch kleine Glasbläschen. Die Zementation verläuft "südlich von Wasserstoff" halt nicht mehr quantitativ, wie lemmi bereits anmerkte.
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Re: Abscheidung von Fe auf Mg

Beitrag von mgritsch »

Vanadiumpentoxid hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 17:59 Ähm, heißt das jetzt, Zementation von Fe mit Mg funktioniert oder funktioniert nicht? :conf:
Wenn nicht: was war das dann, was ich da mit dem Magneten an der Reagenzglasinnenseite hochziehen konnte?
Wenn ja: warum funktioniert das, aber die Elektrolyse zu Fe nicht, wenn es elektrochemisch der gleiche Prozess ist?
das heißt ja, alles gut, es darf funktionieren :)
weil Fe aufgrund geringerer Konzentration vermutlich ein Potenzial von > -0,44 V hat und H aufgrund hohem pH und Überspannung ein Potenzial < -0,44 V. Die Welt ist in Ordnung.
Den absinkenden pH-Wert dürfte das saure FeSO4 ja locker wieder auffangen, Magnesiumhydroxid ist kaum löslich und die Lösung auch nicht sonderlich alkalisch.
der pH ändert sich durch die Zementation nicht aber steigt durch H2-Abscheidung wenn sich Mg auflöst.
Die Löslichkeit von Mg(OH)2 ist höher als man meint, damit erreicht man locker pH 10!

Das mit der Elektrolyse müsste man nochmal getrennt analysieren... es kommt sicher wieder auf die Bedingungen im Einzelnen an bzw auch auf den pH :)

p.s.: wer sagt dass das nicht geht - siehe https://de.wikipedia.org/wiki/Eisenelektrolyt
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Re: Abscheidung von Fe auf Mg

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

mgritsch hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 18:10 p.s.: wer sagt dass das nicht geht - siehe https://de.wikipedia.org/wiki/Eisenelektrolyt
O.k.
Wahrscheinlich war ich es, der ursprünglich Fe2+ mit Fe3+ verwechselt hat und nicht Du...
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Re: Abscheidung von Fe auf Mg

Beitrag von Glaskocher »

Im Falle der Zementation müßte man mal den pH-Wert der Lösung messen (Elektrode) und ihn dann in der Elektrolysezelle "nachstellen". Das sich nebenbei auch bildende Magnesiumhydroxid kann hier als Base und Puffer wirken. Dann müßte man auch Eisen galvanisch abscheiden können. Ich erinnere mich an einen Kupferstecher, der mir vor vierzig Jahren sagte, daß eine Druckplatte "verstahlt" worden sei, um im Druckbetrieb länger zu halten. Mit den passenden Komplexbildnern müßte das funktionieren.

Man kann ja auch Zink aus wässriger Lösung galvanisch abscheiden. Im Laborversuch wird Zink aus alkalischer Lösung elektrogravimetrisch bestimmt. Die Platin-Netzelektrode aber BITTE* vorher bis weit hoch am Zuleitungsdraht verkupfern und so weit eintauchen, daß nur der Zuleitungsdraht aus dem Bad heraus kommt. Die Argumentation mit dem Wasserstoff führen wir bei pH=14 dann noch einmal, während das meiste Zink als Tetrahydroyozinkat vorliegt.
* = Zink diffundiert in das Platin hinein und macht die Elektrode dadurch für viele Zwecke unbrauchbar.


Weiter oben ist mal die Rolle des Anions angesprochen worden. Da gibt es ein tolles Experiment mit Aluminiumfolie und Kupfersalzen: In eine einmolare Kupfersulfatlösung getaucht passiert nur wenig bis garnichts. Taucht man die Folie in eine Kupferchloridlösung, dann geht "die Post ab" und das Aluminium wird sehr rasch von der Lösung "gefressen".
http://www.axel-schunk.de/experiment/edm0312.html
http://woelen.homescience.net/science/c ... index.html
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Re: Abscheidung von Fe auf Mg

Beitrag von Vanadiumpentoxid »

Glaskocher hat geschrieben: Freitag 14. Mai 2021, 18:39 Weiter oben ist mal die Rolle des Anions angesprochen worden. Da gibt es ein tolles Experiment mit Aluminiumfolie und Kupfersalzen: In eine einmolare Kupfersulfatlösung getaucht passiert nur wenig bis garnichts. Taucht man die Folie in eine Kupferchloridlösung, dann geht "die Post ab" und das Aluminium wird sehr rasch von der Lösung "gefressen".
Offensichtlich hebt das Chlorid die Passivierung des Aluminiums auf.
Es reicht auch aus, zu einer beliebigen anderen Cu-Salzlösung etwas Kochsalz oder Salzsäure hinzuzufügen.
Ich verwende die Methode, um rasch größere Mengen von Wasserstoffgas und zugleich feinstverteiltes Kupfer herzustellen sowie dabei Cu-Lösungen für die umweltgerechte Entsorgung vorzubereiten - 3 Fliegen mit einer Klappe! Manche schlagen zur Entfernung von Cu aus Lösungen Stahlwolle vor. Das dauert jedoch deutlich länger und ob die anschließend mit Eisen und Nickel angereicherte Lösung wirklich umweltfreundlicher und gesünder ist als eine zurückbleibende Aluminiumsalzlösung, darf bezweifelt werden.
Dafür wird bei der Produktion von Al wohl mehr Energie verbraucht als bei Stahl. Aber irgendwas ist ja immer...
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