Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

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1Ich erkläre Bau, Eigenschaften und Verwendung von Metallen mit der Metallbindung.

MerkenMetallbindung

Im Metallgitter sitzen Atomrümpfe in einem beweglichen Elektronengas.

Das erklärt Leitung, Glanz und Verformbarkeit.

BeispielMetallbindung, Eigenschaften und Verwendung von Metallen

2 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 2 mol.
n(e⁻) = 4 mol

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 2 mol.
n(e⁻) = 4 mol

Ergebnis:

4 mol

AchtungValenzelektronen mit allen Elektronen oder mit Eins gleichgesetzt

So nicht

Ein Magnesiumatom liefert ein Elektron an das Elektronengas.

So richtig

Magnesium hat zwei Valenzelektronen und liefert zwei Elektronen an das Elektronengas.

Lies die Hauptgruppe im Periodensystem ab und leite die Zahl der Valenzelektronen her.

ÜbenJetzt du

○1
0,5 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
Lösung zeigen
1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol
●2
0,25 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
★3
0,1 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,1 mol.
3. n(e⁻) = 0,1 mol
Ergebnis:
0,1 mol

2Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.

MerkenRedoxreihe

Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −1,66 V und −0,26 V.
Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Verglichen werden −1,66 V und −0,26 V.
Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Ergebnis:

Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung

AchtungEdel und unedel vertauscht

So nicht

Gold reagiert gern mit Sauerstoff, deshalb glänzt es.

So richtig

Gold reagiert kaum – es ist edel. Deshalb findet man es als Metall in der Natur.

Frag dich: Findet man das Metall in der Natur als Metall oder nur als Erz?

ÜbenJetzt du

○4
Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
So fängst du an:
Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
Lösung zeigen
1. Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
2. Zink gibt Elektronen ab und geht als Zn²⁺ in Lösung.
3. Kupfer-Ionen nehmen sie auf und scheiden sich als Kupfer ab.
Ergebnis:
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
●5
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,76 V und +0,34 V.
2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
★6
Magnesium wird in Kupfersulfatlösung gelegt. Welche Teilgleichung beschreibt den Vorgang an den Magnesium-Atomen?
Lösung zeigen
1. Magnesium ist unedler als Kupfer.
2. Es gibt zwei Elektronen ab.
3. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Ergebnis:
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

3Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.

MerkenRedoxreaktion

Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.

Beide laufen gleichzeitig ab.

BeispielRedoxreaktion als Elektronenübergang

Wie lässt sich die Teilgleichung Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Ergebnis:

Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

AchtungOxidation, Reduktion oder Oxidationsmittel vertauscht

So nicht

Oxidation ist die Aufnahme von Elektronen.

So richtig

Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme.

Schreib die Teilgleichung auf und prüfe, auf welcher Seite die Elektronen stehen.

ÜbenJetzt du

○7
Wie lässt sich die Teilgleichung Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
★9
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Chlor im Redoxpaar Cl₂/Cl⁻?
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Die Elektronen stehen links.
3. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Ergebnis:
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

4Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

MerkenOxidationszahlen

Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.

Wasserstoff hat meist +I, Sauerstoff meist −II.

BeispielOxidationszahlen bestimmen

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VII

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VII

Ergebnis:

+VII

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → +VIII

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → +VII

Schreib jedes Atom der Formel mit seiner Anzahl und seiner Oxidationszahl in eine Zeile.

ÜbenJetzt du

○10
Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●11
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₃?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 2 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★12
Welche Oxidationszahlen haben die beiden Kohlenstoffatome in Ethanol CH₃–CH₂–OH?
Lösung zeigen
1. Eine Bindung zu Wasserstoff zählt −1, zu Sauerstoff +1, zu Kohlenstoff 0.
2. CH₃: 3 · (−1) = −III.
3. CH₂OH: 2 · (−1) + 1 = −I.
Ergebnis:
−III und −I

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Chrom gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Cr-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Cr-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn

Ergebnis:

2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn

AchtungElektronen oder Atome in der Gesamtgleichung nicht angeglichen

So nicht

Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag

So richtig

Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag: Zink gibt zwei Elektronen ab, zwei Silber-Ionen nehmen sie auf.

Bestimme das kleinste gemeinsame Vielfache der Elektronenzahlen und multipliziere die Teilgleichungen damit.

ÜbenJetzt du

○13
Magnesium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
2. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
●14
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Ergebnis:
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
★15
Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
Ergebnis:
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

6Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert 2-Methylpropan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Ergebnis:

Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

AchtungReihenfolge der Oxidationsprodukte vertauscht oder Zwischenstufe ausgelassen

So nicht

Ethanol wird zu Ethansäure und danach zu Ethanal.

So richtig

Ethanol wird zuerst zu Ethanal und dann zu Ethansäure oxidiert.

Bestimme die Oxidationszahl des Kohlenstoffatoms an der Hydroxygruppe in jeder Stufe und ordne nach steigender Zahl.

ÜbenJetzt du

○16
Wie reagiert 2-Methylpropan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
So fängst du an:
Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
Ergebnis:
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
●17
Wie reagiert 2-Methylbutan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
3. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.
Ergebnis:
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
★18
Warum lässt sich Propanon nicht zu einer Carbonsäure oxidieren, Propanal aber schon?
Lösung zeigen
1. Im Aldehyd trägt das Carbonyl-Kohlenstoffatom ein Wasserstoffatom.
2. Es kann zur Carboxygruppe oxidiert werden.
3. Im Keton fehlt dieses Wasserstoffatom.
Ergebnis:
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Aus 200 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?

Schritt für Schritt

n(SnO₂) = 200 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 157,6 g

n(SnO₂) = 200 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 157,6 g

Ergebnis:

157,6 g

AchtungMetallmasse oder Stoffmengenverhältnis bei der Metallgewinnung falsch verrechnet

So nicht

Aus 160 g Eisen(III)-oxid entstehen 160 g Eisen.

So richtig

Aus 160 g Fe₂O₃ entstehen 112 g Eisen, denn n(Fe) = 2 · n(Fe₂O₃).

Berechne n(Oxid) und lies das Verhältnis zum Metall aus der Formel ab.

ÜbenJetzt du

○19
Aus 40 g Kupfer(I)-oxid (Cu₂O) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Cu₂O) = 144 g/mol und M(Kupfer) = 64 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer entstehen höchstens?
So fängst du an:
n(Cu₂O) = 40 g : 144 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(Cu₂O) = 40 g : 144 g/mol.
2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 35,6 g
Ergebnis:
35,6 g
●20
Aus 100 g Eisen(II,III)-oxid (Fe₃O₄) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₃O₄) = 232 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(Fe₃O₄) = 100 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 72,4 g
Ergebnis:
72,4 g
★21
Aluminium wird durch Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid gewonnen. Welche Aussage über die Kathode stimmt?
Lösung zeigen
1. An der Kathode wird reduziert.
2. Al³⁺ + 3 e⁻ → Al.
3. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf.
Ergebnis:
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert

8Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).

MerkenOxidationsstufen

Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.

BeispielOxidationsstufen aus Atombau und Elektronenkonfiguration

Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −IV.

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −IV.

Ergebnis:

−IV

AchtungOxidationsstufe aus der Elektronenkonfiguration falsch abgeleitet

So nicht

Mangan hat sieben Außenelektronen und gibt immer alle sieben ab.

So richtig

Mangan kann je nach Partner zwei bis sieben Elektronen abgeben, weil auch d-Elektronen beteiligt sind.

Zähle die Außenelektronen und leite die höchste und die niedrigste Stufe ab.

ÜbenJetzt du

○22
Welche höchste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Schwefel hat 6 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
★24
Welche höchste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV

9Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).

MerkenDisproportionierung und Redoxtitration

Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Redoxtitration rechnet mit dem Verhältnis der Gleichung.

BeispielDisproportionierung, Synproportionierung und Redoxtitration

25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,15 mol/L

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,15 mol/L

Ergebnis:

0,15 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

So nicht

10 mL Schwefelsäure verbrauchen 20 mL Natronlauge gleicher Stärke, also gilt 1 : 1.

So richtig

Am Äquivalenzpunkt gilt n(Säure) mal Zahl der Protonen gleich n(Lauge). Erst Stoffmengen vergleichen, dann durch das Volumen teilen.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

○25
20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,025 mol/L
Ergebnis:
0,025 mol/L
●26
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 mL Iodlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,096 mol/L
Ergebnis:
0,096 mol/L
★27
Vitamin C reagiert mit Iod zu Dehydroascorbinsäure und Iodid-Ionen. Wie ändert sich die Oxidationszahl der Iodatome?
Lösung zeigen
1. Iod liegt als I₂ vor, Oxidationszahl 0.
2. Im Iodid-Ion I⁻ beträgt sie −I.
3. Die Oxidationszahl sinkt, also wird Iod reduziert.
Ergebnis:
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

●28
3 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 3 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 9 mol
Ergebnis:
9 mol
●29
Aus 20 g Eisen(II,III)-oxid (Fe₃O₄) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₃O₄) = 232 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(Fe₃O₄) = 20 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 14,5 g
Ergebnis:
14,5 g
●30
Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −2,37 V und +0,80 V.
2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
●32
Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
Lösung zeigen
1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
2. x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●33
Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
2. Cr-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 3.
3. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Ergebnis:
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Metallbindung: Im Metallgitter sitzen Atomrümpfe in einem beweglichen Elektronengas.
Redoxreihe: Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.
Redoxreaktion: Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.
Oxidationszahlen: Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.
Redoxgleichungen: Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.
Alkanole und Aldehyde: Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.
Metallgewinnung: Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.
Oxidationsstufen: Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.
Disproportionierung und Redoxtitration: Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

Ich erkläre Bau, Eigenschaften und Verwendung von Metallen mit der Metallbindung.
34
0,25 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,5 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nein, Blei scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 20 g Mangan(IV)-oxid (MnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(MnO₂) = 87 g/mol und M(Mangan) = 55 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Mangan entstehen höchstens?
Lösung zeigen
Ergebnis:
12,6 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,013 mol/L

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung: zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind
Summe: was herauskommt, wenn man zusammenzählt

Lösungen

1 mol
0,5 mol
0,1 mol
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VI
+IV
−III und −I
Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
35,6 g
72,4 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+VI
+IV
+IV
0,025 mol/L
0,096 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
9 mol
14,5 g
Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+VII
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
0,5 mol
Nein, Blei scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VI
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
12,6 g
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
0,013 mol/L