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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

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○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

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

1 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
  3. n(e⁻) = 2 mol
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
  3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 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. ○1
    Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
    So fängst du an:
    Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
    Lösung zeigen
    1. Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
    2. Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
    3. Das Gitter bricht deshalb nicht.
    Ergebnis:
    Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  2. ●2
    Warum glänzen Metalle?
    Lösung zeigen
    1. Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
    2. Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
    3. Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.
    Ergebnis:
    Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  3. ★3
    Legierungen sind oft härter als reine Metalle. Wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    1. Fremdatome haben eine andere Größe.
    2. Die Fremdatome stören die regelmäßigen Gitterebenen.
    3. Die Ebenen gleiten schwerer, die Legierung ist härter.
    Ergebnis:
    Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten

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 Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −1,66 V und −0,44 V.
  2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −1,66 V und −0,44 V.
  2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Eisen 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

  1. ○4
    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?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,76 V und +0,34 V.
    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
  2. ●5
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −1,66 V.
    2. Zink hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
  3. ★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

Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
Schritt für Schritt
  1. Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Kupfer.
  2. Wer Elektronen aufnimmt, wird reduziert.
  3. Das Oxidationsmittel ist das Kupfer(II)-oxid.
  1. Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Kupfer.
  2. Wer Elektronen aufnimmt, wird reduziert.
  3. Das Oxidationsmittel ist das Kupfer(II)-oxid.
Ergebnis:
Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert

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

  1. ○7
    Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  2. ●8
    Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
    Lösung zeigen
    1. Natrium wird zum Na⁺-Ion.
    2. Dabei gibt es ein Elektron ab.
    3. Elektronenabgabe heißt Oxidation.
    Ergebnis:
    Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  3. ★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 Schwefel in SO₃?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → −VI
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → +VI

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

ÜbenJetzt du

  1. ○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
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −2.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  3. ★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

Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
Schritt für Schritt
  1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
  2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
  3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
  2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
  3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Ergebnis:
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

AchtungLadung oder Atome in der Teilgleichung nicht ausgeglichen

So nicht
Fe³⁺ + 2 e⁻ → Fe²⁺
So richtig
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺: links und rechts steht die Ladung +2.

Berechne die Ladungssumme links und rechts und vergleiche beide Werte.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Chrom gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Cr-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
  2. ●14
    Nickel gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Ni-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  3. ★15
    Aluminium gibt Elektronen an Zink-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Al-Gleichung mal 2, Zn-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn

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-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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

  1. ○16
    Wie reagiert Butan-2-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 Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
    3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  2. ●17
    Wie reagiert Ethanol mit einem Oxidationsmittel?
    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
  3. ★18
    Wie reagiert 3-Methylpentan-3-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

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Aus 20 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
  1. n(SnO₂) = 20 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 15,8 g
  1. n(SnO₂) = 20 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 15,8 g
Ergebnis:
15,8 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

  1. ○19
    Aus 40 g Zinkoxid (ZnO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(ZnO) = 81 g/mol und M(Zink) = 65 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zink entstehen höchstens?
    So fängst du an:
    n(ZnO) = 40 g : 81 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(ZnO) = 40 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 32,1 g
    Ergebnis:
    32,1 g
  2. ●20
    Aus 25 g Zinkoxid (ZnO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(ZnO) = 81 g/mol und M(Zink) = 65 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zink entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(ZnO) = 25 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 20,1 g
    Ergebnis:
    20,1 g
  3. ★21
    Aus 100 g Zinkoxid (ZnO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(ZnO) = 81 g/mol und M(Zink) = 65 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zink entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(ZnO) = 100 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 80,2 g
    Ergebnis:
    80,2 g

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 höchste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +V.
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +V.
Ergebnis:
+V

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

  1. ○22
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Chlor hat 7 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Chlor hat 7 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +VII.
    Ergebnis:
    +VII
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Phosphor hat 5 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −III.
    Ergebnis:
    −III
  3. ★24
    Welche Oxidationsstufen sind für Chlor, das sieben Außenelektronen besitzt, in Verbindungen möglich?
    Lösung zeigen
    1. Die niedrigste Stufe ist 7 − 8 = −I.
    2. Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, +VII.
    3. Dazwischen liegen weitere Stufen.
    Ergebnis:
    Von −I bis +VII

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 Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
Ergebnis:
0,020 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

  1. ○25
    Iodat IO₃⁻ und Iodid I⁻ reagieren in saurer Lösung zu Iod I₂. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
    So fängst du an:
    Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
    Lösung zeigen
    1. Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
    2. Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
    3. Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.
    Ergebnis:
    Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0
  2. ●26
    25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 C₂O₄²⁻ + 16 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 24 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Oxalat-Ionen?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  3. ★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

  1. ●28
    2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 4 mol
    Ergebnis:
    4 mol
  2. ●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
  3. ●30
    Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −0,76 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄²⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −2.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  6. ●33
    Aluminium gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Al-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni

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

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

    34
    0,2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,4 mol

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

    35
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₂?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

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

    39
    Wie reagiert 3-Methylpentan-3-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 50 g Kupfer(II)-oxid (CuO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(CuO) = 80 g/mol und M(Kupfer) = 64 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    40,0 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

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

    42
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,15 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. Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  2. Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  5. Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  8. Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VI
  11. +VI
  12. −III und −I
  13. 2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
  14. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  15. 2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
  16. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  19. 32,1 g
  20. 20,1 g
  21. 80,2 g
  22. +VII
  23. −III
  24. Von −I bis +VII
  25. Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0
  26. 0,040 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 4 mol
  29. 14,5 g
  30. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. +VI
  33. 2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
  34. 0,4 mol
  35. Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +IV
  38. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  39. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  40. 40,0 g
  41. +IV
  42. 0,15 mol/L