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 Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Natrium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
n(e⁻) = 0,25 mol

Natrium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
n(e⁻) = 0,25 mol

Ergebnis:

0,25 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
0,5 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Lithium hat 1 Valenzelektron.
Lösung zeigen
1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●2
2 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 · 2 mol.
3. n(e⁻) = 4 mol
Ergebnis:
4 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 Kupfer wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden +0,34 V und −0,76 V.
Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden +0,34 V und −0,76 V.
Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer 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 Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
So fängst du an:
Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
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
●5
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
★6
Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei 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

Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?

Schritt für Schritt

Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
Beides geschieht zugleich.

Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
Beides geschieht zugleich.

Ergebnis:

Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab

AchtungOxidation und Reduktion als unabhängige Vorgänge gedeutet

So nicht

Zuerst wird oxidiert, danach folgt die Reduktion.

So richtig

Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab, weil die abgegebenen Elektronen sofort aufgenommen werden.

Zeichne den Weg der Elektronen vom Donator zum Akzeptor als Pfeil.

ÜbenJetzt du

○7
Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
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
●8
Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
Lösung zeigen
1. Natrium wird zum Na⁺-Ion.
2. Dabei gibt es ein Elektron ab.
3. Elektronenabgabe heißt Oxidation.
Ergebnis:
Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
★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

In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?

Schritt für Schritt

Sauerstoff hat meist −II.
In Peroxiden bindet er an ein zweites Sauerstoffatom.
In H₂O₂ gilt: 2 · (+I) + 2 · x = 0, also x = −I.

Sauerstoff hat meist −II.
In Peroxiden bindet er an ein zweites Sauerstoffatom.
In H₂O₂ gilt: 2 · (+I) + 2 · x = 0, also x = −I.

Ergebnis:

Im Peroxid H₂O₂

AchtungAusnahmen der Regeln für Oxidationszahlen übersehen

So nicht

In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II → In Wasser H₂O

So richtig

In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II → Im Peroxid H₂O₂

Prüfe an der Formel, ob zwei gleiche Atome direkt aneinander gebunden sind.

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −2.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●11
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₃?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
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

Magnesium gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au

Ergebnis:

3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au

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
Silber gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ag → Ag⁺ + e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 1 und 3 ist 3.
2. Ag-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 1.
3. 3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
Ergebnis:
3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
★15
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

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 2-Methylbutan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Ergebnis:

Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

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 Butan-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 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
★18
Warum lässt sich Propanon nicht zu einer Carbonsäure oxidieren, Propanal aber schon?
Lösung zeigen
1. Im Aldehyd trägt das Carbonyl-Kohlenstoffatom ein Wasserstoffatom.
2. Es kann zur Carboxygruppe oxidiert werden.
3. Im Keton fehlt dieses Wasserstoffatom.
Ergebnis:
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Aus 50 g 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?

Schritt für Schritt

n(SnO₂) = 50 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 39,4 g

n(SnO₂) = 50 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 39,4 g

Ergebnis:

39,4 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

○19
Aus 20 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?
So fängst du an:
n(CuO) = 20 g : 80 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(CuO) = 20 g : 80 g/mol.
2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 16,0 g
Ergebnis:
16,0 g
●20
Aus 50 g Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₂O₃) = 160 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(Fe₂O₃) = 50 g : 160 g/mol.
2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 35,0 g
Ergebnis:
35,0 g
★21
Aluminium wird durch Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid gewonnen. Welche Aussage über die Kathode stimmt?
Lösung zeigen
1. An der Kathode wird reduziert.
2. Al³⁺ + 3 e⁻ → Al.
3. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf.
Ergebnis:
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert

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

MerkenOxidationsstufen

Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.

BeispielOxidationsstufen aus Atombau und Elektronenkonfiguration

Welche höchste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Phosphor hat 5 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +V.

Phosphor hat 5 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +V.

Ergebnis:

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 Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Selen hat 6 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Selen hat 6 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Chlor hat 7 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VII.
Ergebnis:
+VII
★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 Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 mL Iodlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L

n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L

Ergebnis:

0,020 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 = 0,010 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) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,025 mol/L
Ergebnis:
0,025 mol/L
●26
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⁺)?
Lösung zeigen
1. n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
2. n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
3. c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 0,0200 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L
★27
20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Iodlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,020 mol/L
Ergebnis:
0,020 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,4 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,4 mol.
3. n(e⁻) = 0,8 mol
Ergebnis:
0,8 mol
●29
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,76 V und −0,13 V.
2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
●30
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
●31
Zinn gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 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. 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
●32
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
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
●33
Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Selen hat 6 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI

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
2 mol Kalium-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 Eisen wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VII
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
Wie reagiert Pentan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 100 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:
80,2 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VII
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 mL Iodlösung mit c = 0,10 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,13 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

0,5 mol
4 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VI
+V
−III und −I
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
16,0 g
35,0 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
−II
+VII
Von −I bis +VII
0,025 mol/L
0,050 mol/L
0,020 mol/L
0,8 mol
Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
+VI
2 mol
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VII
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
80,2 g
+VII
0,13 mol/L