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 Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 0,8 mol

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 0,8 mol

Ergebnis:

0,8 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
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
Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?
Lösung zeigen
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
★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 Blei wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei 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 Blei wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,13 V und −0,44 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −0,44 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
●5
Welche Kombination reagiert freiwillig?
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
★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

Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 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 Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
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 HClO₄?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VII

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VII

Ergebnis:

+VII

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → −VII

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → +VII

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●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 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

Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Zink gibt zwei Elektronen ab.
Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.

Zink gibt zwei Elektronen ab.
Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.

Ergebnis:

Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 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

○13
Aluminium gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. 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. 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
●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
Permanganat reagiert in saurer Lösung zu Mangan(II)-Ionen: MnO₄⁻ + ? H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + ? H₂O. Welche Koeffizienten gleichen die Teilgleichung aus?
Lösung zeigen
1. Ladung links: −1 + x − 5 muss +2 ergeben, also x = 8.
2. Sauerstoff: 4 + 8 = 12, also 12 H₂O.
3. Wasserstoff stimmt dann mit 24 auf beiden Seiten.
Ergebnis:
8 H₃O⁺ und 12 H₂O

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 Propan-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 Cyclohexanol 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
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
Lösung zeigen
1. Die Aldehydgruppe wird zur Carboxygruppe oxidiert.
2. Kupfer(II) nimmt Elektronen auf und wird zu Kupfer(I).
3. Es fällt rotes Kupfer(I)-oxid aus.
Ergebnis:
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
★18
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

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 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

n(Fe₂O₃) = 40 g : 160 g/mol.
n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 28,0 g

n(Fe₂O₃) = 40 g : 160 g/mol.
n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 28,0 g

Ergebnis:

28,0 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

○19
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?
So fängst du an:
n(Fe₂O₃) = 200 g : 160 g/mol.
Lösung zeigen
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
●20
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
★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 Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −IV.

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −IV.

Ergebnis:

−IV

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
Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?
So fängst du an:
Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
Lösung zeigen
1. Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
2. Die 4s-Elektronen geben zuerst +II.
3. Auch die d-Elektronen können folgen, bis zu +VII.
Ergebnis:
Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Selen hat 6 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI
★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 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 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) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,050 mol/L

n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,050 mol/L

Ergebnis:

0,050 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 16,0 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 · 0,0160 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0160 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,080 mol/L
Ergebnis:
0,080 mol/L
●26
10,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0125 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,16 mol/L
Ergebnis:
0,16 mol/L
★27
20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Iodlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,020 mol/L
Ergebnis:
0,020 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,2 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 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 mol
●29
Aus 10 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) = 10 g : 144 g/mol.
2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 8,9 g
Ergebnis:
8,9 g
●30
Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,80 V und +0,34 V.
2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Kupfer scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
●32
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₃?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
3. x = +V
Ergebnis:
+V
●33
Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
2. Cr-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 3.
3. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Ergebnis:
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag

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 Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
6 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel 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 Schwefel in HSO₄⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Aluminium gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
44,4 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VII
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,016 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

0,5 mol
Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VII
+VI
−III und −I
2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
8 H₃O⁺ und 12 H₂O
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
140,0 g
14,0 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
+VI
Von −I bis +VII
0,080 mol/L
0,16 mol/L
0,020 mol/L
0,4 mol
8,9 g
Nein, Kupfer scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+V
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
6 mol
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VI
2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
44,4 g
+VII
0,016 mol/L