Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Andere Zahlen Üben Basiswissen Alle Kapitel

Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
Merken kommt ins Heft
Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
Üben selbst rechnen
Achtung typischer Fehler
Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ 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

Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?

Schritt für Schritt

Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
Das Gitter bricht deshalb nicht.

Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
Das Gitter bricht deshalb nicht.

Ergebnis:

Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen

AchtungMetallgitter wie Ionenkristall oder Molekülsubstanz gedeutet

So nicht

Beim Verformen stoßen sich gleichnamige Ionen ab, und das Metall bricht wie ein Salz.

So richtig

Im Metall halten bewegliche Elektronen die Atomrümpfe zusammen, deshalb gleiten die Ebenen ohne Bruch.

Zeichne ein Salzgitter und ein Metallgitter vor und nach dem Verschieben einer Ebene.

ÜbenJetzt du

○1
1 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 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol
●2
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 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
★3
Legierungen sind oft härter als reine Metalle. Wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
1. Fremdatome haben eine andere Größe.
2. Die Fremdatome stören die regelmäßigen Gitterebenen.
3. Die Ebenen gleiten schwerer, die Legierung ist härter.
Ergebnis:
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten

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

MerkenRedoxreihe

Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?

Schritt für Schritt

Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
Zink gibt Elektronen ab und geht als Zn²⁺ in Lösung.
Kupfer-Ionen nehmen sie auf und scheiden sich als Kupfer ab.

Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
Zink gibt Elektronen ab und geht als Zn²⁺ in Lösung.
Kupfer-Ionen nehmen sie auf und scheiden sich als Kupfer ab.

Ergebnis:

Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler

AchtungEdel und unedel vertauscht

So nicht

Gold reagiert gern mit Sauerstoff, deshalb glänzt es.

So richtig

Gold reagiert kaum – es ist edel. Deshalb findet man es als Metall in der Natur.

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

ÜbenJetzt du

○4
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,26 V und −0,44 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und −0,44 V.
2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
●5
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
★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

Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Ergebnis:

Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

AchtungOxidation, Reduktion oder Oxidationsmittel vertauscht

So nicht

Oxidation ist die Aufnahme von Elektronen.

So richtig

Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme.

Schreib die Teilgleichung auf und prüfe, auf welcher Seite die Elektronen stehen.

ÜbenJetzt du

○7
Wie lässt sich die Teilgleichung Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
★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 Chrom in CrO₄²⁻?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 4 · (−II) = −2.
x = +VI

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 4 · (−II) = −2.
x = +VI

Ergebnis:

+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻ → −VI

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻ → +VI

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

ÜbenJetzt du

○10
In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?
So fängst du an:
Sauerstoff hat meist −II.
Lösung zeigen
1. Sauerstoff hat meist −II.
2. In Peroxiden bindet er an ein zweites Sauerstoffatom.
3. In H₂O₂ gilt: 2 · (+I) + 2 · x = 0, also x = −I.
Ergebnis:
Im Peroxid H₂O₂
●11
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃²⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = −2.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★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 Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe

Ergebnis:

2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe

AchtungElektronen oder Atome in der Gesamtgleichung nicht angeglichen

So nicht

Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag

So richtig

Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag: Zink gibt zwei Elektronen ab, zwei Silber-Ionen nehmen sie auf.

Bestimme das kleinste gemeinsame Vielfache der Elektronenzahlen und multipliziere die Teilgleichungen damit.

ÜbenJetzt du

○13
Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Lösung zeigen
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
●14
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
★15
Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
Ergebnis:
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Pentan-3-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
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

○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
●17
Wie reagiert Butan-2-ol 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
★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 50 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?

Schritt für Schritt

n(WO₃) = 50 g : 232 g/mol.
n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 39,7 g

n(WO₃) = 50 g : 232 g/mol.
n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 39,7 g

Ergebnis:

39,7 g

AchtungMetallmasse oder Stoffmengenverhältnis bei der Metallgewinnung falsch verrechnet

So nicht

Aus 160 g Eisen(III)-oxid entstehen 160 g Eisen.

So richtig

Aus 160 g Fe₂O₃ entstehen 112 g Eisen, denn n(Fe) = 2 · n(Fe₂O₃).

Berechne n(Oxid) und lies das Verhältnis zum Metall aus der Formel ab.

ÜbenJetzt du

○19
Aus 40 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) = 40 g : 232 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(WO₃) = 40 g : 232 g/mol.
2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 31,7 g
Ergebnis:
31,7 g
●20
Aus 40 g Zinkoxid (ZnO) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(ZnO) = 81 g/mol und M(Zink) = 65 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zink entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(ZnO) = 40 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 32,1 g
Ergebnis:
32,1 g
★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 höchste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Schwefel hat 6 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VI.

Schwefel hat 6 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VI.

Ergebnis:

+VI

AchtungOxidationsstufe aus der Elektronenkonfiguration falsch abgeleitet

So nicht

Mangan hat sieben Außenelektronen und gibt immer alle sieben ab.

So richtig

Mangan kann je nach Partner zwei bis sieben Elektronen abgeben, weil auch d-Elektronen beteiligt sind.

Zähle die Außenelektronen und leite die höchste und die niedrigste Stufe ab.

ÜbenJetzt du

○22
Welche höchste 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. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel annehmen, wenn er sechs Außenelektronen besitzt?
Lösung zeigen
1. Schwefel hat sechs Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen zwei Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
★24
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Silicium 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

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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,050 mol/L

n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,050 mol/L

Ergebnis:

0,050 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

○25
20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,10 mol/L
Ergebnis:
0,10 mol/L
●26
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0125 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L
★27
10,0 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) : 0,0100 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
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
●29
Aus 200 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) = 200 g : 160 g/mol.
2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 140,0 g
Ergebnis:
140,0 g
●30
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,76 V und −1,66 V.
2. Zink hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
●32
Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
Lösung zeigen
1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
2. x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●33
Silber gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ag → Ag⁺ + e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1 und 3 ist 3.
2. Ag-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 1.
3. 3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
Ergebnis:
3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Metallbindung: Im Metallgitter sitzen Atomrümpfe in einem beweglichen Elektronengas.
Redoxreihe: Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.
Redoxreaktion: Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.
Oxidationszahlen: Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.
Redoxgleichungen: Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.
Alkanole und Aldehyde: Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.
Metallgewinnung: Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.
Oxidationsstufen: Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.
Disproportionierung und Redoxtitration: Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

Ich erkläre Bau, Eigenschaften und Verwendung von Metallen mit der Metallbindung.
34
0,5 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
1 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nein, Kupfer scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
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
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Propan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Arsen, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+V
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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:
0,060 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 mol
2 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Im Peroxid H₂O₂
+IV
−III und −I
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
31,7 g
32,1 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+IV
−II
−IV
0,10 mol/L
0,050 mol/L
0,050 mol/L
0,1 mol
140,0 g
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+VII
3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
1 mol
Nein, Kupfer scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
+V
0,060 mol/L