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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

3 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 3 mol.
  3. n(e⁻) = 3 mol
  1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 3 mol.
  3. n(e⁻) = 3 mol
Ergebnis:
3 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
    0,4 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Lithium hat 1 Valenzelektron.
    Lösung zeigen
    1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
    3. n(e⁻) = 0,4 mol
    Ergebnis:
    0,4 mol
  2. ●2
    0,5 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 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 0,5 mol
    Ergebnis:
    0,5 mol
  3. ★3
    0,4 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
    3. n(e⁻) = 0,4 mol
    Ergebnis:
    0,4 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 Silber wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
  2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
  2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest

AchtungEdel und unedel vertauscht

So nicht
Gold reagiert gern mit Sauerstoff, deshalb glänzt es.
So richtig
Gold reagiert kaum – es ist edel. Deshalb findet man es als Metall in der Natur.

Frag dich: Findet man das Metall in der Natur als Metall oder nur als Erz?

ÜbenJetzt du

  1. ○4
    Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −1,66 V und +0,34 V.
    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
  2. ●5
    Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −2,37 V und −1,66 V.
    2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Aluminium scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  3. ★6
    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
    1. Verglichen werden −0,76 V und −0,26 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink 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 Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  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

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
    Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
    So fängst du an:
    Natrium wird zum Na⁺-Ion.
    Lösung zeigen
    1. Natrium wird zum Na⁺-Ion.
    2. Dabei gibt es ein Elektron ab.
    3. Elektronenabgabe heißt Oxidation.
    Ergebnis:
    Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  2. ●8
    Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
    Lösung zeigen
    1. Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Kupfer.
    2. Wer Elektronen aufnimmt, wird reduziert.
    3. Das Oxidationsmittel ist das Kupfer(II)-oxid.
    Ergebnis:
    Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  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 Chlor in HClO₄?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VII
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VII
Ergebnis:
+VII

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → −VII
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄ → +VII

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₂?
    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 H₂PO₄⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
    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

Chrom gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. 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, Fe-Gleichung mal 3.
    3. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
  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
    Kupfer gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 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. Cu-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au

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
  1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
  2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
  3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
  1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
  2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
  3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
Ergebnis:
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure

AchtungReihenfolge der Oxidationsprodukte vertauscht oder Zwischenstufe ausgelassen

So nicht
Ethanol wird zu Ethansäure und danach zu Ethanal.
So richtig
Ethanol wird zuerst zu Ethanal und dann zu Ethansäure oxidiert.

Bestimme die Oxidationszahl des Kohlenstoffatoms an der Hydroxygruppe in jeder Stufe und ordne nach steigender Zahl.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Wie reagiert 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
  2. ●17
    Wie reagiert 3-Methylpentan-3-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
  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 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
  1. n(Fe₃O₄) = 10 g : 232 g/mol.
  2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
  3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 7,2 g
  1. n(Fe₃O₄) = 10 g : 232 g/mol.
  2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
  3. 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

  1. ○19
    Aus 100 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) = 100 g : 81 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(ZnO) = 100 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 80,2 g
    Ergebnis:
    80,2 g
  2. ●20
    Aus 25 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) = 25 g : 232 g/mol.
    2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 18,1 g
    Ergebnis:
    18,1 g
  3. ★21
    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

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

Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
Schritt für Schritt
  1. Magnesium hat zwei Außenelektronen.
  2. Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
  3. Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.
  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

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 niedrigste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
    Ergebnis:
    −IV
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −II.
    Ergebnis:
    −II
  3. ★24
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +V.
    Ergebnis:
    +V

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

10,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
Ergebnis:
0,10 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 Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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 · 0,0125 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0125 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,025 mol/L
    Ergebnis:
    0,025 mol/L
  2. ●26
    20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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 · 0,0160 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  3. ★27
    25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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 · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,075 mol/L
    Ergebnis:
    0,075 mol/L

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

  1. ●28
    0,1 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 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  2. ●29
    Aus 200 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) = 200 g : 232 g/mol.
    2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 144,8 g
    Ergebnis:
    144,8 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,44 V und +0,34 V.
    2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
  4. ●31
    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
  5. ●32
    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
  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
    2 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    6 mol

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

    35
    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
    Ergebnis:
    Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

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

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Zink gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr

  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 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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    7,9 g

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

    41
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    −II

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

    42
    10,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,037 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. 0,4 mol
  2. 0,5 mol
  3. 0,4 mol
  4. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  5. Ja, Aluminium scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  6. Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  7. Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  8. Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +IV
  11. +V
  12. −III und −I
  13. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
  14. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  15. 3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
  16. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  17. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 80,2 g
  20. 18,1 g
  21. 17,5 g
  22. −IV
  23. −II
  24. +V
  25. 0,025 mol/L
  26. 0,040 mol/L
  27. 0,075 mol/L
  28. 0,2 mol
  29. 144,8 g
  30. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
  31. +V
  32. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
  33. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  34. 6 mol
  35. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +IV
  38. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
  39. Die Aldehydgruppe
  40. 7,9 g
  41. −II
  42. 0,037 mol/L