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

Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?

Schritt für Schritt

Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
Das Gitter bricht deshalb nicht.

Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
Das Gitter bricht deshalb nicht.

Ergebnis:

Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen

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
2 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 · 2 mol.
3. n(e⁻) = 4 mol
Ergebnis:
4 mol
●2
1 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 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 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 Eisen wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,44 V und −1,66 V.
Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,44 V und −1,66 V.
Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Eisen 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
Welche Kombination reagiert freiwillig?
So fängst du an:
Das unedlere Metall reagiert mit den Ionen des edleren.
Lösung zeigen
1. Das unedlere Metall reagiert mit den Ionen des edleren.
2. Eisen ist unedler als Kupfer.
3. Der Eisennagel in Kupfersulfatlösung reagiert.
Ergebnis:
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
●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
Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −2,37 V und −1,66 V.
2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Aluminium scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung

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 Li → Li⁺ + e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
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

○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 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
★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 HClO₃?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
x = +V

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
x = +V

Ergebnis:

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃ → +VI

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃ → +V

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −2.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●11
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = 0.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
★12
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

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
Zink gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. Zn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
3. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
●14
Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
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
★15
Eisen gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 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. Fe-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 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-3-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.

Ergebnis:

Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

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 Butan-1-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 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
●17
Wie reagiert Pentan-1-ol 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
★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(II,III)-oxid (Fe₃O₄) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₃O₄) = 232 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?

Schritt für Schritt

n(Fe₃O₄) = 200 g : 232 g/mol.
n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 144,8 g

n(Fe₃O₄) = 200 g : 232 g/mol.
n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 144,8 g

Ergebnis:

144,8 g

AchtungMetallmasse oder Stoffmengenverhältnis bei der Metallgewinnung falsch verrechnet

So nicht

Aus 160 g Eisen(III)-oxid entstehen 160 g Eisen.

So richtig

Aus 160 g Fe₂O₃ entstehen 112 g Eisen, denn n(Fe) = 2 · n(Fe₂O₃).

Berechne n(Oxid) und lies das Verhältnis zum Metall aus der Formel ab.

ÜbenJetzt du

○19
Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?
So fängst du an:
Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
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
●20
Aus 40 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) = 40 g : 80 g/mol.
2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 32,0 g
Ergebnis:
32,0 g
★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 Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Brom hat 7 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −I.

Brom hat 7 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
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

○22
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Zinn hat 4 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
Ergebnis:
−IV
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
★24
Welche Oxidationsstufen sind für Chlor, das sieben Außenelektronen besitzt, in Verbindungen möglich?
Lösung zeigen
1. Die niedrigste Stufe ist 7 − 8 = −I.
2. Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, +VII.
3. Dazwischen liegen weitere Stufen.
Ergebnis:
Von −I bis +VII

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

MerkenDisproportionierung und Redoxtitration

Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Redoxtitration rechnet mit dem Verhältnis der Gleichung.

BeispielDisproportionierung, Synproportionierung und Redoxtitration

25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L

Ergebnis:

0,020 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

So nicht

10 mL Schwefelsäure verbrauchen 20 mL Natronlauge gleicher Stärke, also gilt 1 : 1.

So richtig

Am Äquivalenzpunkt gilt n(Säure) mal Zahl der Protonen gleich n(Lauge). Erst Stoffmengen vergleichen, dann durch das Volumen teilen.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

○25
10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,075 mol/L
Ergebnis:
0,075 mol/L
●26
25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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 · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,016 mol/L
Ergebnis:
0,016 mol/L
★27
20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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 · 0,0160 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,040 mol/L
Ergebnis:
0,040 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
1 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
●29
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
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
●30
Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?
Lösung zeigen
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
●31
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●32
Zink gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
2. Zn-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
3. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
Ergebnis:
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
●33
Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
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

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
3 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in HCO₃⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Aluminium gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert 2-Methylpropan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 200 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:
160,0 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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?
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

4 mol
1 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
Ja, Aluminium scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VI
+VI
+IV
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
32,0 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
−IV
−II
Von −I bis +VII
0,075 mol/L
0,016 mol/L
0,040 mol/L
2 mol
Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
3 mol
Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
160,0 g
+IV
0,060 mol/L