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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

0,2 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 3 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,6 mol
  1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 3 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,6 mol
Ergebnis:
0,6 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. ○1
    3 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Barium hat 2 Valenzelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 6 mol
    Ergebnis:
    6 mol
  2. ●2
    2 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 2 mol
    Ergebnis:
    2 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 Blei wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,13 V und +0,80 V.
  2. Blei hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,13 V und +0,80 V.
  2. Blei hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Blei 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

  1. ○4
    Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −1,66 V und −2,37 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −1,66 V und −2,37 V.
    2. Aluminium hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Aluminium bleibt fest
  2. ●5
    Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −0,26 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  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 MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  1. Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. 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

  1. ○7
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
    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
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    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
  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

Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂ → −III
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂ → +III

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +III
    Ergebnis:
    +III
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
    3. x = +VII
    Ergebnis:
    +VII
  3. ★12
    Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Eisen gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Fe-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
  2. ●14
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
    Lösung zeigen
    1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
    2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
    3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
    Ergebnis:
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  3. ★15
    Aluminium gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Al-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni

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

Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
Schritt für Schritt
  1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
  2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
  3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
  1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
  2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
  3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
Ergebnis:
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure

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 2-Methylbutan-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 kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
    3. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.
    Ergebnis:
    Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  2. ●17
    Wie reagiert Ethanol 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
  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 10 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?
Schritt für Schritt
  1. n(MnO₂) = 10 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 6,3 g
  1. n(MnO₂) = 10 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 6,3 g
Ergebnis:
6,3 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 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?
    So fängst du an:
    n(WO₃) = 100 g : 232 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(WO₃) = 100 g : 232 g/mol.
    2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
    3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 79,3 g
    Ergebnis:
    79,3 g
  2. ●20
    Aus 25 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) = 25 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 20,0 g
    Ergebnis:
    20,0 g
  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 niedrigste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. 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

  1. ○22
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Silicium hat 4 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +IV.
    Ergebnis:
    +IV
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Selen hat 6 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −II.
    Ergebnis:
    −II
  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 Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,048 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,048 mol/L
Ergebnis:
0,048 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
    25,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
    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 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,013 mol/L
    Ergebnis:
    0,013 mol/L
  2. ●26
    25,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0125 L.
    2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,10 mol/L
    Ergebnis:
    0,10 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
    1 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 · 1 mol.
    3. n(e⁻) = 2 mol
    Ergebnis:
    2 mol
  2. ●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
  3. ●30
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −0,13 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    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
  6. ●33
    Wie reagiert Methanol 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

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
    2 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    4 mol

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

    35
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₃PO₄?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +V

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe

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

    39
    Wie reagiert Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
    Lösung zeigen
    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 höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

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

    42
    Chlor reagiert mit Natronlauge: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert

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. 6 mol
  2. 2 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Aluminium bleibt fest
  5. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +III
  11. +VII
  12. +V
  13. 3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
  14. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  15. 2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
  16. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 79,3 g
  20. 20,0 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. +IV
  23. −II
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,013 mol/L
  26. 0,10 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 2 mol
  29. 14,5 g
  30. Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  31. +VI
  32. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  33. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  34. 4 mol
  35. Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +V
  38. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  41. +VI
  42. Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert