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

2 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 · 2 mol.
n(e⁻) = 4 mol

Barium hat 2 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 2 · 2 mol.
n(e⁻) = 4 mol

Ergebnis:

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
0,25 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Kalium hat 1 Valenzelektron.
Lösung zeigen
1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 mol
●2
0,5 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 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol
★3
0,4 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 · 0,4 mol.
3. n(e⁻) = 0,8 mol
Ergebnis:
0,8 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

Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?

Schritt für Schritt

Unedle Metalle oxidieren leicht.
Oxidation ist Elektronenabgabe.
Je unedler, desto leichter die Abgabe.

Unedle Metalle oxidieren leicht.
Oxidation ist Elektronenabgabe.
Je unedler, desto leichter die Abgabe.

Ergebnis:

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

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 Kupfer wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden +0,34 V und −1,66 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden +0,34 V und −1,66 V.
2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
●5
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,76 V und +0,34 V.
2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
★6
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

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 MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
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 Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
★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 Chlor in ClO₃⁻?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −1.
x = +V

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −1.
x = +V

Ergebnis:

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Chlor in ClO₃⁻ → +III

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Chlor in ClO₃⁻ → +V

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 1 · (−II) = 0.
3. x = +I
Ergebnis:
+I
●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

Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
Cr-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 3.
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
Cr-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 3.
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag

Ergebnis:

Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 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

○13
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
So fängst du an:
Reduktion ist Elektronenaufnahme.
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Ergebnis:
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
●14
Nickel gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 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. Ni-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
★15
Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. Zn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au

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 Methanol 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 Pentan-1-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 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
●17
Wie reagiert 2-Methylbutan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
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
★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 20 g Mangan(IV)-oxid (MnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(MnO₂) = 87 g/mol und M(Mangan) = 55 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Mangan entstehen höchstens?

Schritt für Schritt

n(MnO₂) = 20 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 12,6 g

n(MnO₂) = 20 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 12,6 g

Ergebnis:

12,6 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 200 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) = 200 g : 151 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(SnO₂) = 200 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 157,6 g
Ergebnis:
157,6 g
●20
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
★21
Aus 100 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(SnO₂) = 100 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 78,8 g
Ergebnis:
78,8 g

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 Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

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

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

10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,075 mol/L

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,075 mol/L

Ergebnis:

0,075 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
25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,064 mol/L
Ergebnis:
0,064 mol/L
●26
20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,075 mol/L
Ergebnis:
0,075 mol/L
★27
10,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
Ergebnis:
0,10 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,25 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 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●29
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
●30
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,76 V und −0,44 V.
2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
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
●32
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
●33
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

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
Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Nickel 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 Schwefel in SO₃²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Magnesium gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert 2-Methylbutan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 50 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
39,4 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 C₂O₄²⁻ + 16 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 24 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Oxalat-Ionen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,25 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

0,25 mol
1 mol
0,8 mol
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+I
+V
−III und −I
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
157,6 g
20,0 g
78,8 g
−II
−III
Von −I bis +VII
0,064 mol/L
0,075 mol/L
0,10 mol/L
0,5 mol
Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
39,4 g
+IV
0,25 mol/L