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

3 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 · 3 mol.
n(e⁻) = 6 mol

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 3 mol.
n(e⁻) = 6 mol

Ergebnis:

6 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
Warum glänzen Metalle?
So fängst du an:
Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
Lösung zeigen
1. Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
2. Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
3. Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.
Ergebnis:
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
●2
0,4 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
3. n(e⁻) = 1,2 mol
Ergebnis:
1,2 mol
★3
0,25 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 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 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 Nickel wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,26 V und −0,13 V.
Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,26 V und −0,13 V.
Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Ergebnis:

Ja, Blei scheidet sich ab, und Nickel 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

○4
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?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
●5
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
1. Verglichen werden −0,76 V und +0,80 V.
2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
★6
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und +0,80 V.
2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen 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 Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 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 Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 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 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
★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 Stickstoff in HNO₃?

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 Stickstoff in HNO₃ → +VI

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₃ → +V

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●11
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★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 gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Zn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Zn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag

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
Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Zink gibt zwei Elektronen ab.
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
●14
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
★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 Methanol 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 2-Methylpropan-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 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
★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 10 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

n(WO₃) = 10 g : 232 g/mol.
n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 7,9 g

n(WO₃) = 10 g : 232 g/mol.
n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 7,9 g

Ergebnis:

7,9 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 20 g Zinkoxid (ZnO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(ZnO) = 81 g/mol und M(Zink) = 65 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zink entstehen höchstens?
So fängst du an:
n(ZnO) = 20 g : 81 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(ZnO) = 20 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 16,0 g
Ergebnis:
16,0 g
●20
Aus 10 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(SnO₂) = 10 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 7,9 g
Ergebnis:
7,9 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 höchste 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. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Iod hat 7 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I
★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 Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Iodlösung mit c = 0,10 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0080 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,064 mol/L

n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0080 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,064 mol/L

Ergebnis:

0,064 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
20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0150 L.
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) : 0,0200 L = 0,037 mol/L
Ergebnis:
0,037 mol/L
●26
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L
★27
25,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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 · 0,0200 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,032 mol/L
Ergebnis:
0,032 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 20 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?
Lösung zeigen
1. n(Fe₃O₄) = 20 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 14,5 g
Ergebnis:
14,5 g
●30
Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?
Lösung zeigen
1. Unedle Metalle oxidieren leicht.
2. Oxidation ist Elektronenabgabe.
3. Je unedler, desto leichter die Abgabe.
Ergebnis:
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
●31
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
●32
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●33
Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
2. Cu-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
3. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag

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
2 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Kupfer 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 Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ 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
Magnesium gibt Elektronen an Aluminium-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Al³⁺ + 3 e⁻ → Al. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Propan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 50 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
36,2 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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
Ergebnis:
0,064 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

Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
1,2 mol
0,25 mol
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VII
+IV
−III und −I
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
16,0 g
7,9 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+IV
−I
Von −I bis +VII
0,037 mol/L
0,050 mol/L
0,032 mol/L
0,4 mol
14,5 g
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+VI
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
2 mol
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
36,2 g
+VI
0,064 mol/L