Sker det en reaktion?

Hur tänker du själv? I vilka fall sker en (redox)reaktion mellan metaller?

Jag är osäker, men järn(ii)saltlösningen måste ligga mer till höger i spänningsserien för att det ska ske en redoxreaktion? Eller?

Jag förstår inte om  reduktionen blir fall 1 eller 2.

1. $F{e}^{2+}+2e^{-}$$\to Fe$

2. $F{e}^{3+} + e^{-} \to F{e}^{2+}$

Om du har järn(II)joner, så finns det $Fe^{2+}$-joner i lösnigen, men inga $Fe^{3+}$.

Vilken metall är ädlast, koppar eller järn? Vilken av metallerna "vill" helst vara i metallform och vilken av dem "vill" vara joner?

det är det jag inte förstår för i formelsamlingen står det att Fe2+ (redform) är ädlare än Cu men Fe är oädlare. Vilken är det som jag ska använda? Hur ser redoxreaktionen ut?

Titta  här: 

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb ... H ... Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Ju längre till höger en metall står, desto ädlare är den - jag tycker det enklaste sättet att få det rätt är att tänka på att guld inte korroderar. Som du ser står koppar långt till höger om järn, så koppar är ädlare och det kommer inte att ske någon reaktion om man lägger en kopparbit i en lösning av järnjoner.

Järn är trixigt.

Om en bit järn läggs i en lösning med kopparjoner, bildas järn(II)-joner och kopparmetall.

Om man tillsätter ett starkare oxidationsmedel än kopparjoner, kan järn(II-joner oxideras ytterligare till järn(III)-joner. Det är i sin tur ett starkare oxidationsmedel än kopparjoner, vilket innebär att järn(III)-joner kan oxidera kopparmetall till kopparjoner. Då bildas järn(II)-joner av järn(III)-jonerna.

Men i min formelsamling står det såhär Li, K, Ba....Zn, Cr, Fe, Cd....H...Cu...$F{e}^{2+}$,Ag...

Alltså är då Fe2+ ädlare? Eller?

Så som det står i din formelsamling betyder det att järn "vill" vara +2 (och inte +3) starkare än koppar "vill" vara metall (och inte +2).

Men då är väl järn(ii)saltlösning $F{e}^{2+}$, som är ädlare än Cu eller?

Om du hade haft järn(III)-joner med en kopparbit i, skulle det ha skett en reaktion, men inte nu.