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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

0,4 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
  1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 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. ○1
    0,5 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Barium hat 2 Valenzelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 1 mol
    Ergebnis:
    1 mol
  2. ●2
    3 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 3 mol
    Ergebnis:
    3 mol
  3. ★3
    0,2 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 · 0,2 mol.
    3. n(e⁻) = 0,4 mol
    Ergebnis:
    0,4 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 Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,76 V und −0,13 V.
  2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,76 V und −0,13 V.
  2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink 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 Aluminium wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −1,66 V und −0,26 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −1,66 V und −0,26 V.
    2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  2. ●5
    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
    1. Verglichen werden −2,37 V und +0,34 V.
    2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium 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 Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  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

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 MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  2. ●8
    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
  3. ★9
    Wie lässt sich die Teilgleichung Al → Al³⁺ + 3 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Al → Al³⁺ + 3 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

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 H₂SO₄?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄ → +VIII
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄ → +VI

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

ÜbenJetzt du

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

Aluminium gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Al-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
  3. 2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Al-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
  3. 2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
Ergebnis:
2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 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

  1. ○13
    Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 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. Cu-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  2. ●14
    Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Zink gibt zwei Elektronen ab.
    2. Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
    3. Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.
    Ergebnis:
    Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  3. ★15
    Aluminium gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Al-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu

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 Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
Schritt für Schritt
  1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
  2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
  3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
  1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
  2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
  3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
Ergebnis:
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure

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 Methanol 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
  2. ●17
    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
  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 200 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Fe₂O₃) = 200 g : 160 g/mol.
  2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
  3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 140,0 g
  1. n(Fe₂O₃) = 200 g : 160 g/mol.
  2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
  3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 140,0 g
Ergebnis:
140,0 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 50 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) = 50 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 40,1 g
    Ergebnis:
    40,1 g
  3. ★21
    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?
    Lösung zeigen
    1. n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
    2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
    3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g
    Ergebnis:
    25,3 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 niedrigste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −III.
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −III.
Ergebnis:
−III

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 Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +V.
    Ergebnis:
    +V
  2. ●23
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Phosphor hat 5 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +V.
    Ergebnis:
    +V
  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

10,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
Ergebnis:
0,10 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
    20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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 · 0,0125 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0125 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,063 mol/L
    Ergebnis:
    0,063 mol/L
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 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
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,25 mol/L
    Ergebnis:
    0,25 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
    3 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 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 6 mol
    Ergebnis:
    6 mol
  2. ●29
    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?
    Lösung zeigen
    1. n(SnO₂) = 200 g : 151 g/mol.
    2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
    3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 157,6 g
    Ergebnis:
    157,6 g
  3. ●30
    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
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in 2 Cl⁻ → Cl₂ + 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 Schwefel in H₂SO₃?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 2 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  6. ●33
    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

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
    0,5 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,5 mol

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

    35
    Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in HSO₄⁻?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

  5. 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

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

    39
    Wie reagiert Pentan-3-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

  7. 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

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

    41
    Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden

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

    42
    10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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:
    0,20 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. 3 mol
  3. 0,4 mol
  4. Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  5. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  10. +I
  11. +IV
  12. −III und −I
  13. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  14. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  15. 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
  16. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  17. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 32,1 g
  20. 40,1 g
  21. 25,3 g
  22. +V
  23. +V
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,063 mol/L
  26. 0,25 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 6 mol
  29. 157,6 g
  30. Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. +IV
  33. 3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
  34. 0,5 mol
  35. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +VI
  38. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. 12,6 g
  41. Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
  42. 0,20 mol/L