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

Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?

Schritt für Schritt

Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.

Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.

Ergebnis:

Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas

AchtungMetallgitter wie Ionenkristall oder Molekülsubstanz gedeutet

So nicht

Beim Verformen stoßen sich gleichnamige Ionen ab, und das Metall bricht wie ein Salz.

So richtig

Im Metall halten bewegliche Elektronen die Atomrümpfe zusammen, deshalb gleiten die Ebenen ohne Bruch.

Zeichne ein Salzgitter und ein Metallgitter vor und nach dem Verschieben einer Ebene.

ÜbenJetzt du

○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
3 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 3 mol
Ergebnis:
3 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 Silber wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber 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 Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden +0,80 V und −0,44 V.
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
●5
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und −0,44 V.
2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
★6
Magnesium wird in Kupfersulfatlösung gelegt. Welche Teilgleichung beschreibt den Vorgang an den Magnesium-Atomen?
Lösung zeigen
1. Magnesium ist unedler als Kupfer.
2. Es gibt zwei Elektronen ab.
3. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Ergebnis:
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

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

MerkenRedoxreaktion

Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.

Beide laufen gleichzeitig ab.

BeispielRedoxreaktion als Elektronenübergang

Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
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 Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Ag⁺ + e⁻ → Ag?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 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 Kohlenstoff in CO₂?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 2 · (−II) = 0.
x = +IV

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 2 · (−II) = 0.
x = +IV

Ergebnis:

+IV

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂ → +II

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂ → +IV

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = −1.
3. x = +III
Ergebnis:
+III
●11
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★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

Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Sn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
Sn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag

Ergebnis:

Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 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

○13
Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
2. 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
●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
★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 Propan-1-ol 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-2-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 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 Cyclohexanol 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
★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 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?

Schritt für Schritt

n(CuO) = 20 g : 80 g/mol.
n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 16,0 g

n(CuO) = 20 g : 80 g/mol.
n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 16,0 g

Ergebnis:

16,0 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 10 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?
So fängst du an:
n(WO₃) = 10 g : 232 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(WO₃) = 10 g : 232 g/mol.
2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 7,9 g
Ergebnis:
7,9 g
●20
Aus 20 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
1. n(Cu₂O) = 20 g : 144 g/mol.
2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 17,8 g
Ergebnis:
17,8 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 niedrigste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Phosphor hat 5 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −III.

Phosphor hat 5 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −III.

Ergebnis:

−III

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 höchste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Brom hat 7 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Brom hat 7 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VII.
Ergebnis:
+VII
●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 niedrigste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Brom hat 7 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I

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 15,0 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,015 mol/L

n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,015 mol/L

Ergebnis:

0,015 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 Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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 · 0,0150 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,030 mol/L
Ergebnis:
0,030 mol/L
●26
25,0 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) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
Ergebnis:
0,020 mol/L
★27
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 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
0,25 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 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●29
Aus 50 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
1. n(Cu₂O) = 50 g : 144 g/mol.
2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 44,4 g
Ergebnis:
44,4 g
●30
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und +0,80 V.
2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
●31
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
●32
Wie reagiert Pentan-3-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
●33
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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
1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,30 mol/L
Ergebnis:
0,30 mol/L

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
0,2 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,2 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
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
Zink gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
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
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 50 g Wolfram(VI)-oxid (WO₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(WO₃) = 232 g/mol und M(Wolfram) = 184 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Wolfram entstehen höchstens?
Lösung zeigen
Ergebnis:
39,7 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
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10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
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Ergebnis:
0,075 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

Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
3 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+III
+IV
−III und −I
3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
7,9 g
17,8 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+VII
+VII
−I
0,030 mol/L
0,020 mol/L
0,050 mol/L
0,5 mol
44,4 g
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Im Peroxid H₂O₂
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
0,30 mol/L
0,2 mol
Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+IV
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
39,7 g
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
0,075 mol/L