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

0,4 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 1,2 mol

Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 1,2 mol

Ergebnis:

1,2 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
2 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Lithium hat 1 Valenzelektron.
Lösung zeigen
1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 2 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
●2
0,25 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 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 mol
★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 Silber wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest

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 Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden +0,80 V und −1,66 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,80 V und −1,66 V.
2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
●5
Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?
Lösung zeigen
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
★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

Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?

Schritt für Schritt

Natrium wird zum Na⁺-Ion.
Dabei gibt es ein Elektron ab.
Elektronenabgabe heißt Oxidation.

Natrium wird zum Na⁺-Ion.
Dabei gibt es ein Elektron ab.
Elektronenabgabe heißt Oxidation.

Ergebnis:

Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert

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 Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
●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 Phosphor in H₂PO₄⁻?

Schritt für Schritt

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

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

Ergebnis:

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻ → +III

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻ → +V

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = −2.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●11
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
★12
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = −1.
3. x = +III
Ergebnis:
+III

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Kupfer gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Cu-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Cu-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au

Ergebnis:

3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au

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
Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. 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, Fe-Gleichung mal 3.
3. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
Ergebnis:
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
●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
★15
Zinn gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
2. Sn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au

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 Pentan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
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

○16
Wie reagiert Pentan-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
●17
Wie reagiert Pentan-3-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
★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 40 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?

Schritt für Schritt

n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g

n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g

Ergebnis:

25,3 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
Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
So fängst du an:
Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
Lösung zeigen
1. Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
2. Dazu braucht es einen Elektronendonator.
3. Kohlenstoffmonooxid gibt Elektronen ab und wird zu Kohlenstoffdioxid.
Ergebnis:
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
●20
Aus 50 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) = 50 g : 87 g/mol.
2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 31,6 g
Ergebnis:
31,6 g
★21
Aus 20 g Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₂O₃) = 160 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(Fe₂O₃) = 20 g : 160 g/mol.
2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 14,0 g
Ergebnis:
14,0 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

Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?

Schritt für Schritt

Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
Die 4s-Elektronen geben zuerst +II.
Auch die d-Elektronen können folgen, bis zu +VII.

Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
Die 4s-Elektronen geben zuerst +II.
Auch die d-Elektronen können folgen, bis zu +VII.

Ergebnis:

Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden

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 Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Silicium hat 4 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
●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
★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

10,0 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,031 mol/L

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,031 mol/L

Ergebnis:

0,031 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
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 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) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
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
●26
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Iodlösung mit c = 0,10 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,20 mol/L
Ergebnis:
0,20 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
Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?
Lösung zeigen
1. Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
2. Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
3. Also 3 CO und 3 CO₂.
Ergebnis:
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
●29
Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,34 V und −1,66 V.
2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
●30
Wie lässt sich die Teilgleichung Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●31
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
●32
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⁺
●33
Wie reagiert Methanol 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

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
0,4 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,4 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
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
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Butan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 25 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
19,7 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+V
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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
Ergebnis:
0,12 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

2 mol
0,25 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+VII
+III
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
31,6 g
14,0 g
+IV
−III
Von −I bis +VII
0,040 mol/L
0,20 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VII
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
0,4 mol
Ja, Blei scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
+VI
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
19,7 g
+V
0,12 mol/L