Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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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

0,25 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Barium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
n(e⁻) = 0,5 mol

Barium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
n(e⁻) = 0,5 mol

Ergebnis:

0,5 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
2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Barium hat 2 Valenzelektronen.
Lösung zeigen
1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 2 mol.
3. n(e⁻) = 4 mol
Ergebnis:
4 mol
●2
0,2 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 3 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,6 mol
Ergebnis:
0,6 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 Blei wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,13 V und −0,44 V.
Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,13 V und −0,44 V.
Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei 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

○4
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?
So fängst du an:
Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
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
●5
Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
1. Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
2. Zink gibt Elektronen ab und geht als Zn²⁺ in Lösung.
3. Kupfer-Ionen nehmen sie auf und scheiden sich als Kupfer ab.
Ergebnis:
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
★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

Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 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 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 Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?

Schritt für Schritt

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Ergebnis:

+VII

AchtungLadung des Ions in der Summe vergessen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VIII

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VII

Schreib neben jede Formel die Gesamtladung und setze die Summe gleich dieser Ladung.

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₃?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 2 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●11
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₃⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−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 Zinn-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn

Ergebnis:

2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 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

○13
Zink gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. Zn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
3. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
●14
Zink gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
2. Zn-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
3. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
Ergebnis:
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
★15
Eisen gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 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. Fe-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 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 Ethanol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

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

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
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

○16
Wie reagiert Cyclohexanol 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
●17
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
★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 Kupfer(I)-oxid (Cu₂O) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Cu₂O) = 144 g/mol und M(Kupfer) = 64 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer entstehen höchstens?

Schritt für Schritt

n(Cu₂O) = 100 g : 144 g/mol.
n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 88,9 g

n(Cu₂O) = 100 g : 144 g/mol.
n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 88,9 g

Ergebnis:

88,9 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
Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
So fängst du an:
Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
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
●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
★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 Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Iod hat 7 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VII.

Iod hat 7 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VII.

Ergebnis:

+VII

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 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
●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 Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Phosphor hat 5 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −III.
Ergebnis:
−III

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

25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,080 mol/L

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,080 mol/L

Ergebnis:

0,080 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

So nicht

10 mL Schwefelsäure verbrauchen 20 mL Natronlauge gleicher Stärke, also gilt 1 : 1.

So richtig

Am Äquivalenzpunkt gilt n(Säure) mal Zahl der Protonen gleich n(Lauge). Erst Stoffmengen vergleichen, dann durch das Volumen teilen.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

○25
10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 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?
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 16,0 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
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0160 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
10,0 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
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 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
1 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
●29
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?
Lösung zeigen
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
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und −0,76 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Zink scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●31
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
●32
In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −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
●33
Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
2. 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

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
1 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
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 Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
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
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
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
Ergebnis:
32,1 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−III
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
Chlor reagiert mit Natronlauge: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert

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

4 mol
0,6 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+V
−III und −I
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
−IV
−II
−III
0,050 mol/L
0,020 mol/L
0,050 mol/L
2 mol
7,2 g
Ja, Zink scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
Im Peroxid H₂O₂
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
2 mol
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
+VI
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
Die Aldehydgruppe
32,1 g
−III
Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert