Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

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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

0,4 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Kalium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 0,4 mol

Kalium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 0,4 mol

Ergebnis:

0,4 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
3 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 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 3 mol
Ergebnis:
3 mol
●2
0,25 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 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 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 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

Verglichen werden −0,26 V und +0,34 V.
Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,26 V und +0,34 V.
Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
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

○4
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,26 V und +0,80 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und +0,80 V.
2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
●5
Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,34 V und −0,26 V.
2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
★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 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
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

○7
Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
So fängst du an:
Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
★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 Kohlenstoff in CO₃²⁻?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −2.
x = +IV

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −2.
x = +IV

Ergebnis:

+IV

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻ → +II

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻ → +IV

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₃⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = −1.
3. x = +V
Ergebnis:
+V
●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
★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 Zink-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Zn-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Zn-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn

Ergebnis:

2 Al + 3 Zn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Zn

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
Zinn gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 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. Sn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
●14
Magnesium gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 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. Mg-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
★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

Wie reagiert Cyclohexanol 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

AchtungFehling-Probe oder Aldehydgruppe falsch gedeutet

So nicht

Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Hydroxygruppe

So richtig

Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Aldehydgruppe

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

ÜbenJetzt du

○16
Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
So fängst du an:
Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
Lösung zeigen
1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
Ergebnis:
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
●17
Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
Lösung zeigen
1. Die Fehling-Lösung enthält Kupfer(II)-Ionen.
2. Nur Aldehyde reduzieren sie zu Kupfer(I).
3. Nachgewiesen wird die Aldehydgruppe.
Ergebnis:
Die Aldehydgruppe
★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

Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?

Schritt für Schritt

Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.

Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.

Ergebnis:

Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker

AchtungReduktionsmittel nur als Wärmequelle verstanden

So nicht

Koks im Hochofen dient nur zum Heizen.

So richtig

Koks liefert Wärme, vor allem aber Kohlenstoffmonooxid als Reduktionsmittel für das Eisenoxid.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und markiere, welcher Stoff den Sauerstoff aufnimmt.

ÜbenJetzt du

○19
Aus 10 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?
So fängst du an:
n(SnO₂) = 10 g : 151 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(SnO₂) = 10 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 7,9 g
Ergebnis:
7,9 g
●20
Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
Lösung zeigen
1. Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
2. Dazu braucht es einen Elektronendonator.
3. Kohlenstoffmonooxid gibt Elektronen ab und wird zu Kohlenstoffdioxid.
Ergebnis:
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
★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 Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Brom hat 7 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −I.

Brom hat 7 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −I.

Ergebnis:

−I

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 niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel annehmen, wenn er sechs Außenelektronen besitzt?
So fängst du an:
Schwefel hat sechs Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Schwefel hat sechs Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen zwei Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
Ergebnis:
−IV
★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 Eisen(II)-Lösung verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist c(Fe²⁺)?

Schritt für Schritt

n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 0,0200 L = 0,050 mol/L

n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 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
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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
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
●26
20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,020 mol/L
Ergebnis:
0,020 mol/L
★27
Vitamin C reagiert mit Iod zu Dehydroascorbinsäure und Iodid-Ionen. Wie ändert sich die Oxidationszahl der Iodatome?
Lösung zeigen
1. Iod liegt als I₂ vor, Oxidationszahl 0.
2. Im Iodid-Ion I⁻ beträgt sie −I.
3. Die Oxidationszahl sinkt, also wird Iod reduziert.
Ergebnis:
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
1 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol
●29
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?
Lösung zeigen
1. n(WO₃) = 50 g : 232 g/mol.
2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 39,7 g
Ergebnis:
39,7 g
●30
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
●31
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
●32
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●33
Chrom gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
2. Cr-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
3. 2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
Ergebnis:
2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu

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
Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Aluminium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Al + 3 Ag⁺ → Al³⁺ + 3 Ag
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 100 g Wolfram(VI)-oxid (WO₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(WO₃) = 232 g/mol und M(Wolfram) = 184 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Wolfram entstehen höchstens?
Lösung zeigen
Ergebnis:
79,3 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−II
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,16 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

3 mol
0,25 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+V
+V
−III und −I
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
8 H₃O⁺ und 12 H₂O
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
Die Aldehydgruppe
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
7,9 g
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
−II
−IV
Von −I bis +VII
0,050 mol/L
0,020 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
1 mol
39,7 g
Ja, Silber scheidet sich ab, und Blei geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VII
2 Cr + 3 Cu²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Cu
Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
+VI
Al + 3 Ag⁺ → Al³⁺ + 3 Ag
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
79,3 g
−II
0,16 mol/L