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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 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 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,2 mol
  1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,2 mol
Ergebnis:
0,2 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
    Warum glänzen Metalle?
    So fängst du an:
    Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
    Lösung zeigen
    1. Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
    2. Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
    3. Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.
    Ergebnis:
    Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  2. ●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
    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 Kupfer wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,34 V und −2,37 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,34 V und −2,37 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Kupfer 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 Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −1,66 V und −0,13 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −1,66 V und −0,13 V.
    2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  2. ●5
    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?
    Lösung zeigen
    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
  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 Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
  1. Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

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
    Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
    Lösung zeigen
    1. Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
    2. Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
    3. Beides geschieht zugleich.
    Ergebnis:
    Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig 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

Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
  3. x = +V
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
  3. x = +V
Ergebnis:
+V

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻ → −V
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻ → +V

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  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

Aluminium gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. 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
  2. ●14
    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
  3. ★15
    Permanganat reagiert in saurer Lösung zu Mangan(II)-Ionen: MnO₄⁻ + ? H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + ? H₂O. Welche Koeffizienten gleichen die Teilgleichung aus?
    Lösung zeigen
    1. Ladung links: −1 + x − 5 muss +2 ergeben, also x = 8.
    2. Sauerstoff: 4 + 8 = 12, also 12 H₂O.
    3. Wasserstoff stimmt dann mit 24 auf beiden Seiten.
    Ergebnis:
    8 H₃O⁺ und 12 H₂O

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

Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungFehling-Probe oder Aldehydgruppe falsch gedeutet

So nicht
Die Fehling-Probe weist Alkohole nach.
So richtig
Die Fehling-Probe weist die Aldehydgruppe nach: Sie reduziert Kupfer(II) zu rotem Kupfer(I)-oxid.

Zeichne die Aldehydgruppe und markiere das Wasserstoffatom, das die Oxidation möglich macht.

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
    Wie reagiert Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
    2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
    3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  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 100 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?
Schritt für Schritt
  1. n(SnO₂) = 100 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 78,8 g
  1. n(SnO₂) = 100 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 78,8 g
Ergebnis:
78,8 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 50 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) = 50 g : 80 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(CuO) = 50 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 40,0 g
    Ergebnis:
    40,0 g
  2. ●20
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
    Lösung zeigen
    1. Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
    2. Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
    3. Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.
    Ergebnis:
    Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  3. ★21
    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

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 Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    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
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Chlor hat 7 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −I.
    Ergebnis:
    −I
  3. ★24
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
    Ergebnis:
    −IV

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 24,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 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) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,12 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,12 mol/L
Ergebnis:
0,12 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
    10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
    2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,16 mol/L
    Ergebnis:
    0,16 mol/L
  2. ●26
    25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 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 · 0,0100 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
    Ergebnis:
    0,020 mol/L
  3. ★27
    10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,20 mol/L
    Ergebnis:
    0,20 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●28
    Aus 20 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Cu₂O) = 20 g : 144 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 17,8 g
    Ergebnis:
    17,8 g
  2. ●29
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,80 V und −0,76 V.
    2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  3. ●30
    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
  4. ●31
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in HSO₄⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  5. ●32
    Nickel gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Ni-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  6. ●33
    Wie reagiert Pentan-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
    0,25 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,75 mol

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

    35
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₃?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Magnesium gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au

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

    39
    Wie reagiert Pentan-2-ol 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
    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
    Ergebnis:
    72,4 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +V

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

    42
    20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 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
    Ergebnis:
    0,025 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. Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  2. 0,5 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  5. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  8. Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VI
  11. +IV
  12. −III und −I
  13. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  14. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  15. 8 H₃O⁺ und 12 H₂O
  16. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 40,0 g
  20. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  21. 144,8 g
  22. +V
  23. −I
  24. −IV
  25. 0,16 mol/L
  26. 0,020 mol/L
  27. 0,20 mol/L
  28. 17,8 g
  29. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  30. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  31. +VI
  32. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  33. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  34. 0,75 mol
  35. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +IV
  38. 3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. 72,4 g
  41. +V
  42. 0,025 mol/L