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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

1 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
  3. n(e⁻) = 2 mol
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
  3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 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
    0,5 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 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 0,5 mol
    Ergebnis:
    0,5 mol
  2. ●2
    0,1 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 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,1 mol
    Ergebnis:
    0,1 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 Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,26 V und +0,34 V.
  2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,26 V und +0,34 V.
  2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Kupfer 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

  1. ○4
    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?
    So fängst du an:
    Verglichen werden +0,34 V und +0,80 V.
    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
  2. ●5
    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?
    Lösung zeigen
    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
  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 O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  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 Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Ag⁺ + e⁻ → Ag?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  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 SO₃?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → −VI
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → +VI

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂?
    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 Phosphor in PO₄³⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −3.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  3. ★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

Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
Schritt für Schritt
  1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
  2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
  3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
  2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
  3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Ergebnis:
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

AchtungLadung oder Atome in der Teilgleichung nicht ausgeglichen

So nicht
Fe³⁺ + 2 e⁻ → Fe²⁺
So richtig
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺: links und rechts steht die Ladung +2.

Berechne die Ladungssumme links und rechts und vergleiche beide Werte.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Chrom gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 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. Cr-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
  2. ●14
    Aluminium gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    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
  3. ★15
    Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Cr-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe

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-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Aus 25 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g
  1. n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g
Ergebnis:
22,2 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

  1. ○19
    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?
    So fängst du an:
    n(CuO) = 200 g : 80 g/mol.
    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
  2. ●20
    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
    1. n(MnO₂) = 100 g : 87 g/mol.
    2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
    3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 63,2 g
    Ergebnis:
    63,2 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 Schwefel annehmen, wenn er sechs Außenelektronen besitzt?
Schritt für Schritt
  1. Schwefel hat sechs Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen zwei Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −II.
  1. Schwefel hat sechs Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen zwei Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II

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
    Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
    So fängst du an:
    Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    2. Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
    3. Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.
    Ergebnis:
    Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Phosphor 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 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
  1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,080 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,080 mol/L
Ergebnis:
0,080 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
    20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,080 mol/L
    Ergebnis:
    0,080 mol/L
  2. ●26
    20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,050 mol/L
    Ergebnis:
    0,050 mol/L
  3. ★27
    25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 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) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 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

  1. ●28
    Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
    Lösung zeigen
    1. Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
    2. Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
    3. Das Gitter bricht deshalb nicht.
    Ergebnis:
    Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  2. ●29
    Aus 25 g Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₂O₃) = 160 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(Fe₂O₃) = 25 g : 160 g/mol.
    2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 17,5 g
    Ergebnis:
    17,5 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −1,66 V und +0,34 V.
    2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  4. ●31
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in HCO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  5. ●32
    Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Zn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  6. ●33
    Wie reagiert Propan-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

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
    Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas

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

    35
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest

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

    36
    Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag

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

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

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 25 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
    Ergebnis:
    19,7 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

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

    42
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,013 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. 0,5 mol
  2. 0,1 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Ja, Silber scheidet sich ab, und Kupfer geht als Ion in Lösung
  5. Ja, Silber scheidet sich ab, und Blei geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +IV
  11. +V
  12. −III und −I
  13. 2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
  14. 2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
  15. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
  16. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  17. Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
  18. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  19. 160,0 g
  20. 63,2 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  23. −III
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,080 mol/L
  26. 0,050 mol/L
  27. 0,040 mol/L
  28. Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  29. 17,5 g
  30. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  31. +IV
  32. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  33. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  34. Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas
  35. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
  36. Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  37. +VI
  38. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  39. Die Aldehydgruppe
  40. 19,7 g
  41. +IV
  42. 0,013 mol/L