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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

0,25 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
  3. n(e⁻) = 0,5 mol
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
  3. 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. ○1
    Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
    So fängst du an:
    Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
    Lösung zeigen
    1. Das Elektronengas wirkt wie ein Kitt.
    2. Verschobene Atomrümpfe behalten ihre Umgebung aus Elektronen.
    3. Das Gitter bricht deshalb nicht.
    Ergebnis:
    Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  2. ●2
    2 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 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 2 mol
    Ergebnis:
    2 mol
  3. ★3
    0,5 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 1 mol
    Ergebnis:
    1 mol

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

MerkenRedoxreihe

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

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −1,66 V und −0,44 V.
  2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −1,66 V und −0,44 V.
  2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Aluminium 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

  1. ○4
    Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,13 V und −0,76 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,13 V und −0,76 V.
    2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  2. ●5
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,80 V und −0,44 V.
    2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Eisen 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 O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

AchtungOxidation, Reduktion oder Oxidationsmittel vertauscht

So nicht
Oxidation ist die Aufnahme von Elektronen.
So richtig
Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme.

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

ÜbenJetzt du

  1. ○7
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  2. ●8
    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
  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 PO₄³⁻?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −3.
  3. x = +V
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −3.
  3. x = +V
Ergebnis:
+V

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Phosphor in PO₄³⁻ → +VII
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Phosphor in PO₄³⁻ → +V

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
    So fängst du an:
    Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
    Lösung zeigen
    1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
    2. x + 4 · (−II) = −1.
    3. x = +VII
    Ergebnis:
    +VII
  2. ●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
  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

Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    Silber gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ag → Ag⁺ + e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1 und 3 ist 3.
    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
  2. ●14
    Eisen gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Fe-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
  3. ★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 Butan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
  2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
  3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
  1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
  2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
  3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
Ergebnis:
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure

AchtungReihenfolge der Oxidationsprodukte vertauscht oder Zwischenstufe ausgelassen

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
    So fängst du an:
    Die Aldehydgruppe wird zur Carboxygruppe oxidiert.
    Lösung zeigen
    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
  2. ●17
    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
  3. ★18
    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

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 Eisen(II,III)-oxid (Fe₃O₄) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₃O₄) = 232 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Schritt für Schritt
  1. n(Fe₃O₄) = 100 g : 232 g/mol.
  2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
  3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 72,4 g
  1. n(Fe₃O₄) = 100 g : 232 g/mol.
  2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
  3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 72,4 g
Ergebnis:
72,4 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 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?
    So fängst du an:
    n(Fe₃O₄) = 200 g : 232 g/mol.
    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
  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 25 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?
    Lösung zeigen
    1. n(CuO) = 25 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 20,0 g
    Ergebnis:
    20,0 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 höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +IV.
  1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste 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 Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Phosphor hat 5 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Phosphor 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 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
  3. ★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

25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,0080 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0080 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,0080 mol/L
Ergebnis:
0,0080 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

So nicht
10 mL Schwefelsäure verbrauchen 20 mL Natronlauge gleicher Stärke, also gilt 1 : 1.
So richtig
Am Äquivalenzpunkt gilt n(Säure) mal Zahl der Protonen gleich n(Lauge). Erst Stoffmengen vergleichen, dann durch das Volumen teilen.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 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) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
    Ergebnis:
    0,020 mol/L
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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 · 0,0240 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,060 mol/L
    Ergebnis:
    0,060 mol/L
  3. ★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

  1. ●28
    0,25 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 · 0,25 mol.
    3. n(e⁻) = 0,25 mol
    Ergebnis:
    0,25 mol
  2. ●29
    Aus 25 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) = 25 g : 232 g/mol.
    2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
    3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 19,8 g
    Ergebnis:
    19,8 g
  3. ●30
    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
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in HCO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  6. ●33
    Magnesium gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 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. Mg-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
    3. 3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
    Ergebnis:
    3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr

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
    0,5 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1 mol

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

    35
    Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VII

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag

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

    39
    Wie reagiert 2-Methylpropan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 40 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
    Ergebnis:
    35,6 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VII

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

    42
    20,0 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
    Ergebnis:
    0,10 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. Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  2. 2 mol
  3. 1 mol
  4. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  5. Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VII
  11. +V
  12. −III und −I
  13. 3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
  14. Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  19. 144,8 g
  20. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  21. 20,0 g
  22. +V
  23. −II
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,020 mol/L
  26. 0,060 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 0,25 mol
  29. 19,8 g
  30. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. +IV
  33. 3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
  34. 1 mol
  35. Ja, Blei scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. +VII
  38. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  39. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  40. 35,6 g
  41. +VII
  42. 0,10 mol/L