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
0,2 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Calcium hat 2 Valenzelektronen.
Lösung zeigen
1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 mol
●2
Warum glänzen Metalle?
Lösung zeigen
1. Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
2. Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
3. Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.
Ergebnis:
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
★3
3 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 3 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 9 mol
Ergebnis:
9 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 Eisen wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,44 V und −1,66 V.
Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,44 V und −1,66 V.
Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Eisen 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 Zink wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,76 V und +0,34 V.
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
●5
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und −0,13 V.
2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
★6
Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,26 V und +0,80 V.
2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung

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 Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Ergebnis:

Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

AchtungOxidation, Reduktion oder Oxidationsmittel vertauscht

So nicht

Oxidation ist die Aufnahme von Elektronen.

So richtig

Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme.

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

ÜbenJetzt du

○7
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 Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 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 Schwefel in SO₃?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = 0.
x = +VI

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = 0.
x = +VI

Ergebnis:

+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → −VI

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃ → +VI

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

ÜbenJetzt du

○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
●11
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
★12
Welche Oxidationszahl hat Chlor in ClO₃⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = −1.
3. x = +V
Ergebnis:
+V

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?

Schritt für Schritt

Reduktion ist Elektronenaufnahme.
Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

Reduktion ist Elektronenaufnahme.
Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

Ergebnis:

Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

AchtungLadung oder Atome in der Teilgleichung nicht ausgeglichen

So nicht

Fe³⁺ + 2 e⁻ → Fe²⁺

So richtig

Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺: links und rechts steht die Ladung +2.

Berechne die Ladungssumme links und rechts und vergleiche beide Werte.

ÜbenJetzt du

○13
Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Zink gibt zwei Elektronen ab.
Lösung zeigen
1. Zink gibt zwei Elektronen ab.
2. Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
3. Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
●14
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
★15
Permanganat reagiert in saurer Lösung zu Mangan(II)-Ionen: MnO₄⁻ + ? H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + ? H₂O. Welche Koeffizienten gleichen die Teilgleichung aus?
Lösung zeigen
1. Ladung links: −1 + x − 5 muss +2 ergeben, also x = 8.
2. Sauerstoff: 4 + 8 = 12, also 12 H₂O.
3. Wasserstoff stimmt dann mit 24 auf beiden Seiten.
Ergebnis:
8 H₃O⁺ und 12 H₂O

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-Methylpropan-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 Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
So fängst du an:
Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
●17
Wie reagiert Pentan-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
★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 40 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) = 40 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g

n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g

Ergebnis:

25,3 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 100 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) = 100 g : 232 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(WO₃) = 100 g : 232 g/mol.
2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 79,3 g
Ergebnis:
79,3 g
●20
Aus 25 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
1. n(ZnO) = 25 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 20,1 g
Ergebnis:
20,1 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

Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?

Schritt für Schritt

Magnesium hat zwei Außenelektronen.
Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.

Magnesium hat zwei Außenelektronen.
Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.

Ergebnis:

Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale

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 Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Selen hat 6 Außenelektronen.
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
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
★24
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

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

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⁺)?

Schritt für Schritt

n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 0,0200 L = 0,050 mol/L

n(MnO₄⁻) = 0,020 mol/L · 0,0100 L = 0,000200 mol.
n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 0,00100 mol.
c(Fe²⁺) = 0,00100 mol : 0,0200 L = 0,050 mol/L

Ergebnis:

0,050 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 Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 mL Iodlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,080 mol/L
Ergebnis:
0,080 mol/L
●26
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
Lösung zeigen
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
★27
10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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 · 0,0125 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,031 mol/L
Ergebnis:
0,031 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,4 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
3. n(e⁻) = 1,2 mol
Ergebnis:
1,2 mol
●29
Aus 10 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
1. n(ZnO) = 10 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 8,0 g
Ergebnis:
8,0 g
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und +0,80 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●32
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −2.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●33
Magnesium gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 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. Mg-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au

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
0,5 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,5 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Kupfer 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 Zn → Zn²⁺ + 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 SO₄²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Kupfer gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
157,6 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−II
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 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
Ergebnis:
0,063 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

0,4 mol
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
9 mol
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Ja, Blei scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Ja, Silber scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VII
+IV
+V
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
8 H₃O⁺ und 12 H₂O
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
79,3 g
20,1 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+VI
+IV
−III
0,080 mol/L
0,0080 mol/L
0,031 mol/L
1,2 mol
8,0 g
Ja, Silber scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VI
3 Mg + 2 Au³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Au
0,5 mol
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+VI
3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
157,6 g
−II
0,063 mol/L