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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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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

Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?
Schritt für Schritt
  1. Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
  2. Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
  3. Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.
  1. Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
  2. Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
  3. Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.
Ergebnis:
Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas

AchtungMetallgitter wie Ionenkristall oder Molekülsubstanz gedeutet

So nicht
Beim Verformen stoßen sich gleichnamige Ionen ab, und das Metall bricht wie ein Salz.
So richtig
Im Metall halten bewegliche Elektronen die Atomrümpfe zusammen, deshalb gleiten die Ebenen ohne Bruch.

Zeichne ein Salzgitter und ein Metallgitter vor und nach dem Verschieben einer Ebene.

ÜbenJetzt du

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

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

MerkenRedoxreihe

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

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,76 V und −0,26 V.
  2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,76 V und −0,26 V.
  2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Nickel 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 Zink wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,76 V und −0,44 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −0,44 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  2. ●5
    Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −2,37 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Kupfer 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

Wie lässt sich die Teilgleichung Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
  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

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 Li → Li⁺ + e⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + e⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + 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 O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    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
  3. ★9
    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

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 Stickstoff in NO₂⁻?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 2 · (−II) = −1.
  3. x = +III
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 2 · (−II) = −1.
  3. x = +III
Ergebnis:
+III

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻ → −III
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻ → +III

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    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

Magnesium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
  2. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
  2. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag

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
    Chrom gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. 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, Ni-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni
  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
    Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
    2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
    3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
    Ergebnis:
    Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Butan-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 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
  2. ●17
    Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
    Lösung zeigen
    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
  3. ★18
    Wie reagiert Cyclohexanol 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

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Aus 50 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Cu₂O) = 50 g : 144 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 44,4 g
  1. n(Cu₂O) = 50 g : 144 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 44,4 g
Ergebnis:
44,4 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 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?
    So fängst du an:
    n(SnO₂) = 20 g : 151 g/mol.
    Lösung zeigen
    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
  2. ●20
    Aus 20 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
    1. n(CuO) = 20 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 16,0 g
    Ergebnis:
    16,0 g
  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 höchste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +VI.
  1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI

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 niedrigste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
    Ergebnis:
    −IV
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Stickstoff 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

Iodat IO₃⁻ und Iodid I⁻ reagieren in saurer Lösung zu Iod I₂. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungDisproportionierung und Synproportionierung vertauscht

So nicht
Chlor reagiert mit Lauge zu Chlorid und Hypochlorit: Das ist eine Synproportionierung.
So richtig
Aus der Stufe 0 entstehen −I und +I: Das ist eine Disproportionierung.

Schreib die Oxidationszahlen der Edukte und der Produkte untereinander und zähle die verschiedenen Stufen.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Iodlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0200 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0200 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
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,020 mol/L
    Ergebnis:
    0,020 mol/L
  3. ★27
    25,0 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) : 0,0250 L = 0,030 mol/L
    Ergebnis:
    0,030 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●28
    0,4 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 · 0,4 mol.
    3. n(e⁻) = 0,4 mol
    Ergebnis:
    0,4 mol
  2. ●29
    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
    1. n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g
    Ergebnis:
    22,2 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,44 V und −0,76 V.
    2. Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  5. ●32
    In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?
    Lösung zeigen
    1. Sauerstoff hat meist −II.
    2. In Peroxiden bindet er an ein zweites Sauerstoffatom.
    3. In H₂O₂ gilt: 2 · (+I) + 2 · x = 0, also x = −I.
    Ergebnis:
    Im Peroxid H₂O₂
  6. ●33
    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⁺

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

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

    35
    Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Im Peroxid H₂O₂

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Nickel gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au

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

    39
    Wie reagiert Propan-2-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 10 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:
    8,0 g

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

    41
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    −I

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

    42
    Iodat IO₃⁻ und Iodid I⁻ reagieren in saurer Lösung zu Iod I₂. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0

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. 0,5 mol
  2. 2 mol
  3. 0,1 mol
  4. Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  5. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  10. +V
  11. +IV
  12. −III und −I
  13. 2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni
  14. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  17. Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
  18. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  19. 15,8 g
  20. 16,0 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. −IV
  23. −III
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,20 mol/L
  26. 0,020 mol/L
  27. 0,030 mol/L
  28. 0,4 mol
  29. 22,2 g
  30. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. Im Peroxid H₂O₂
  33. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  34. 0,2 mol
  35. Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. Im Peroxid H₂O₂
  38. 3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. 8,0 g
  41. −I
  42. Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0