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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

0,25 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
  3. n(e⁻) = 0,25 mol
  1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
  3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 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
    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. ●2
    3 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 6 mol
    Ergebnis:
    6 mol
  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

Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?
Schritt für Schritt
  1. Unedle Metalle oxidieren leicht.
  2. Oxidation ist Elektronenabgabe.
  3. Je unedler, desto leichter die Abgabe.
  1. Unedle Metalle oxidieren leicht.
  2. Oxidation ist Elektronenabgabe.
  3. Je unedler, desto leichter die Abgabe.
Ergebnis:
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab

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 Silber wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden +0,80 V und −0,76 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,80 V und −0,76 V.
    2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  2. ●5
    Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −1,66 V und +0,80 V.
    2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Silber scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  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

Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  1. Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

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 Na → Na⁺ + e⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in Na → Na⁺ + e⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Na → Na⁺ + e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  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 Chlor in HClO₄?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VII
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VII
Ergebnis:
+VII

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → −VII
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

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in 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 Schwefel in HSO₄⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
    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

Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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

  1. ○13
    Magnesium gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Mg-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
    3. 3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
    Ergebnis:
    3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
  2. ●14
    Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Sn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  3. ★15
    Eisen gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Fe-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag

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

Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
Schritt für Schritt
  1. Die Fehling-Lösung enthält Kupfer(II)-Ionen.
  2. Nur Aldehyde reduzieren sie zu Kupfer(I).
  3. Nachgewiesen wird die Aldehydgruppe.
  1. Die Fehling-Lösung enthält Kupfer(II)-Ionen.
  2. Nur Aldehyde reduzieren sie zu Kupfer(I).
  3. Nachgewiesen wird die Aldehydgruppe.
Ergebnis:
Die Aldehydgruppe

AchtungFehling-Probe oder Aldehydgruppe falsch gedeutet

So nicht
Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Hydroxygruppe
So richtig
Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Aldehydgruppe

Zeichne die Aldehydgruppe und markiere das Wasserstoffatom, das die Oxidation möglich macht.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Wie reagiert 3-Methylpentan-3-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 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
  2. ●17
    Wie reagiert Butan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
    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
  3. ★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 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?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
    Lösung zeigen
    1. Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
    2. Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
    3. Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.
    Ergebnis:
    Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  3. ★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 Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Iod hat 7 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −I.
  1. Iod hat 7 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I

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
    Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
    So fängst du an:
    Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    2. Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
    3. Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.
    Ergebnis:
    Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel annehmen, wenn er sechs Außenelektronen besitzt?
    Lösung zeigen
    1. Schwefel hat sechs Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen zwei Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −II.
    Ergebnis:
    −II
  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

20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 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
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,020 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 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
    25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?
    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) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 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) = 0,020 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,075 mol/L
    Ergebnis:
    0,075 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
    0,2 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 · 0,2 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  2. ●29
    Aus 10 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
    1. n(MnO₂) = 10 g : 87 g/mol.
    2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
    3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 6,3 g
    Ergebnis:
    6,3 g
  3. ●30
    Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
    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
  4. ●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
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −1.
    3. x = +VII
    Ergebnis:
    +VII
  6. ●33
    Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Cu-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 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

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

    34
    2 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
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    Ergebnis:
    2 mol

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

    35
    Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung

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

    36
    Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?
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    Ergebnis:
    +IV

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Silber gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ag → Ag⁺ + e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au

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

    39
    Wie reagiert Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
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    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 25 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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    22,2 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Arsen, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +V

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

    42
    10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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
    Ergebnis:
    0,060 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. 1 mol
  2. 6 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  5. Ja, Silber scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VI
  11. +VI
  12. −III und −I
  13. 3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
  14. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  15. Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
  16. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 32,1 g
  20. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  23. −II
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,040 mol/L
  26. 0,075 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 0,2 mol
  29. 6,3 g
  30. Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. +VII
  33. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  34. 2 mol
  35. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  36. Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  37. +IV
  38. 3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. 22,2 g
  41. +V
  42. 0,060 mol/L