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

0,5 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 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 1 mol

Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 1 mol

Ergebnis:

1 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
0,1 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Natrium hat 1 Valenzelektron.
Lösung zeigen
1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,1 mol.
3. n(e⁻) = 0,1 mol
Ergebnis:
0,1 mol
●2
2 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 2 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
★3
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 Magnesium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −2,37 V und +0,34 V.
Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Verglichen werden −2,37 V und +0,34 V.
Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Ergebnis:

Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium 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 Eisen wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,44 V und −2,37 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und −2,37 V.
2. Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
●5
Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −0,76 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
★6
Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,34 V und +0,80 V.
2. Kupfer hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Kupfer 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 Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Ergebnis:

Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

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 Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 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 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 Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?

Schritt für Schritt

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Ergebnis:

+VII

AchtungLadung des Ions in der Summe vergessen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VIII

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VII

Schreib neben jede Formel die Gesamtladung und setze die Summe gleich dieser Ladung.

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₃PO₄?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 3 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +V
Ergebnis:
+V
●11
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +III
Ergebnis:
+III
★12
Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII

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 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
★15
Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
Ergebnis:
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Butan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

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 Butan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
So fängst du an:
Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
●17
Wie reagiert 2-Methylpropan-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 10 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) = 10 g : 232 g/mol.
n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 7,2 g

n(Fe₃O₄) = 10 g : 232 g/mol.
n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 7,2 g

Ergebnis:

7,2 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 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?
So fängst du an:
n(Cu₂O) = 200 g : 144 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(Cu₂O) = 200 g : 144 g/mol.
2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 177,8 g
Ergebnis:
177,8 g
●20
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?
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
★21
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
1. n(CuO) = 200 g : 80 g/mol.
2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 160,0 g
Ergebnis:
160,0 g

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 Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Iod hat 7 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VII.

Iod hat 7 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VII.

Ergebnis:

+VII

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 Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Iod hat 7 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Iod hat 7 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Schwefel 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

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

Schritt für Schritt

Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.

Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.

Ergebnis:

Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0

AchtungDisproportionierung und Synproportionierung vertauscht

So nicht

Chlor reagiert mit Lauge zu Chlorid und Hypochlorit: Das ist eine Synproportionierung.

So richtig

Aus der Stufe 0 entstehen −I und +I: Das ist eine Disproportionierung.

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

ÜbenJetzt du

○25
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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 · 0,0080 L.
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
●26
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Iodlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,15 mol/L
Ergebnis:
0,15 mol/L
★27
10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 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
0,2 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,2 mol
Ergebnis:
0,2 mol
●29
Aus 10 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?
Lösung zeigen
1. n(ZnO) = 10 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 8,0 g
Ergebnis:
8,0 g
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und −0,76 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Zink scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●32
Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
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
●33
20,0 mL Eisen(II)-Lösung verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist c(Fe²⁺)?
Lösung zeigen
1. n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
2. n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
3. c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 0,0200 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L

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
0,2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,4 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Welche Kombination reagiert freiwillig?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+I
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Aluminium gibt Elektronen an Zink-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert 3-Methylpentan-3-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 100 g Mangan(IV)-oxid (MnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(MnO₂) = 87 g/mol und M(Mangan) = 55 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Mangan entstehen höchstens?
Lösung zeigen
Ergebnis:
63,2 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−I
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 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:
0,15 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

0,1 mol
2 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ja, Silber scheidet sich ab, und Kupfer geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+V
+III
+VII
2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
177,8 g
72,4 g
160,0 g
−I
+VI
Von −I bis +VII
0,016 mol/L
0,15 mol/L
0,040 mol/L
0,2 mol
8,0 g
Ja, Zink scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
0,050 mol/L
0,4 mol
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+I
2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
63,2 g
−I
0,15 mol/L