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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 Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
  1. Lithium 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
    0,1 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  2. ●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. ★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 Nickel wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
  2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
  2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel 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

  1. ○4
    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?
    So fängst du an:
    Verglichen werden +0,80 V und +0,34 V.
    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
  2. ●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
  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 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
  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

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
    Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
    So fängst du an:
    Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
    Lösung zeigen
    1. Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
    2. Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
    3. Beides geschieht zugleich.
    Ergebnis:
    Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung Na → Na⁺ + e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Na → Na⁺ + e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  3. ★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 Schwefel in SO₄²⁻?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −2.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −2.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻ → −VI
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻ → +VI

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  3. ★12
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃²⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 3 · (−II) = −2.
    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

Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Magnesium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 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. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  2. ●14
    Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 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. Al-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
  3. ★15
    Chrom gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 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. Cr-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 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

Wie reagiert Pentan-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 Propan-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
  2. ●17
    Wie reagiert Pentan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
    2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
    3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  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 40 g Wolfram(VI)-oxid (WO₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(WO₃) = 232 g/mol und M(Wolfram) = 184 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Wolfram entstehen höchstens?
Schritt für Schritt
  1. n(WO₃) = 40 g : 232 g/mol.
  2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
  3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 31,7 g
  1. n(WO₃) = 40 g : 232 g/mol.
  2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
  3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 31,7 g
Ergebnis:
31,7 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 100 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?
    So fängst du an:
    n(Fe₃O₄) = 100 g : 232 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(Fe₃O₄) = 100 g : 232 g/mol.
    2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 72,4 g
    Ergebnis:
    72,4 g
  2. ●20
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
    Lösung zeigen
    1. Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
    2. Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
    3. Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.
    Ergebnis:
    Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  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 Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +IV.
  1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste 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

  1. ○22
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Brom hat 7 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Brom hat 7 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +VII.
    Ergebnis:
    +VII
  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

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?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Chlor reagiert mit Natronlauge: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
    So fängst du an:
    Chlor hat zuerst die Oxidationszahl 0.
    Lösung zeigen
    1. Chlor hat zuerst die Oxidationszahl 0.
    2. Danach entstehen −I im Chlorid und +I im Hypochlorit.
    3. Aus einer Stufe werden zwei: Disproportionierung.
    Ergebnis:
    Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
  2. ●26
    20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,019 mol/L
    Ergebnis:
    0,019 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
    0,25 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
    3. n(e⁻) = 0,5 mol
    Ergebnis:
    0,5 mol
  2. ●29
    Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?
    Lösung zeigen
    1. Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
    2. Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
    3. Also 3 CO und 3 CO₂.
    Ergebnis:
    Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
  3. ●30
    Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −2,37 V und −0,44 V.
    2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Eisen scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 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 SO₃?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  6. ●33
    Aluminium gibt Elektronen an Zink-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Al-Gleichung mal 2, Zn-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn

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

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

    35
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
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    Ergebnis:
    Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Na → Na⁺ + e⁻ beschreiben?
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    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂?
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    Ergebnis:
    +IV

  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?
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    Ergebnis:
    Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag

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

    39
    Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
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    Ergebnis:
    Die Aldehydgruppe

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
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    Ergebnis:
    Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker

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

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

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

    42
    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
    Ergebnis:
    0,16 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. 0,2 mol
  2. 1 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Kupfer scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  5. Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +IV
  11. +IV
  12. +IV
  13. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  14. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
  15. 2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
  16. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 72,4 g
  20. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. +VII
  23. −III
  24. Von −I bis +VII
  25. Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
  26. 0,019 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 0,5 mol
  29. Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
  30. Ja, Eisen scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. +VI
  33. 2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
  34. 2 mol
  35. Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. +IV
  38. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  39. Die Aldehydgruppe
  40. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  41. −I
  42. 0,16 mol/L