Zum Inhalt springen
Anmelden

Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Andere ZahlenÜbenBasiswissenAlle Kapitel

Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

  • Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
  • Merken kommt ins Heft
  • Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
  • Üben selbst rechnen
  • Achtung typischer Fehler
  • Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ 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

0,4 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
  1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
  2. n(e⁻) = 1 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 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. ○1
    Warum glänzen Metalle?
    So fängst du an:
    Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
    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
  2. ●2
    0,1 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,1 mol
    Ergebnis:
    0,1 mol
  3. ★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 Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,34 V und −2,37 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,34 V und −2,37 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium 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

  1. ○4
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,76 V und −2,37 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −2,37 V.
    2. Zink hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
  2. ●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
  3. ★6
    Magnesium wird in Kupfersulfatlösung gelegt. Welche Teilgleichung beschreibt den Vorgang an den Magnesium-Atomen?
    Lösung zeigen
    1. Magnesium ist unedler als Kupfer.
    2. Es gibt zwei Elektronen ab.
    3. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

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

MerkenRedoxreaktion

Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.

Beide laufen gleichzeitig ab.

BeispielRedoxreaktion als Elektronenübergang

Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
Schritt für Schritt
  1. Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
  2. Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
  3. Beides geschieht zugleich.
  1. Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
  2. Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
  3. 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

  1. ○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
  2. ●8
    Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
    Lösung zeigen
    1. Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Kupfer.
    2. Wer Elektronen aufnimmt, wird reduziert.
    3. Das Oxidationsmittel ist das Kupfer(II)-oxid.
    Ergebnis:
    Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  3. ★9
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Chlor im Redoxpaar Cl₂/Cl⁻?
    Lösung zeigen
    1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
    2. Die Elektronen stehen links.
    3. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
    Ergebnis:
    Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

4Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

MerkenOxidationszahlen

Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.

Wasserstoff hat meist +I, Sauerstoff meist −II.

BeispielOxidationszahlen bestimmen

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −2.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. x + 4 · (−II) = −2.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻ → −VI
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻ → +VI

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  2. ●11
    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
  3. ★12
    Welche Oxidationszahlen haben die beiden Kohlenstoffatome in Ethanol CH₃–CH₂–OH?
    Lösung zeigen
    1. Eine Bindung zu Wasserstoff zählt −1, zu Sauerstoff +1, zu Kohlenstoff 0.
    2. CH₃: 3 · (−1) = −III.
    3. CH₂OH: 2 · (−1) + 1 = −I.
    Ergebnis:
    −III und −I

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Chrom gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Sn-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
Ergebnis:
2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn

AchtungElektronen oder Atome in der Gesamtgleichung nicht angeglichen

So nicht
Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag
So richtig
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag: Zink gibt zwei Elektronen ab, zwei Silber-Ionen nehmen sie auf.

Bestimme das kleinste gemeinsame Vielfache der Elektronenzahlen und multipliziere die Teilgleichungen damit.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Sn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  2. ●14
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
    Lösung zeigen
    1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
    2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
    3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
    Ergebnis:
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  3. ★15
    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

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 3-Methylpentan-3-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungReihenfolge der Oxidationsprodukte vertauscht oder Zwischenstufe ausgelassen

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
    So fängst du an:
    Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
    Lösung zeigen
    1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
    2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
    3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
    Ergebnis:
    Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
  2. ●17
    Wie reagiert Methanol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
    2. Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
    3. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.
    Ergebnis:
    Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  3. ★18
    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 200 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?
Schritt für Schritt
  1. n(ZnO) = 200 g : 81 g/mol.
  2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
  3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 160,5 g
  1. n(ZnO) = 200 g : 81 g/mol.
  2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
  3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 160,5 g
Ergebnis:
160,5 g

AchtungMetallmasse oder Stoffmengenverhältnis bei der Metallgewinnung falsch verrechnet

So nicht
Aus 160 g Eisen(III)-oxid entstehen 160 g Eisen.
So richtig
Aus 160 g Fe₂O₃ entstehen 112 g Eisen, denn n(Fe) = 2 · n(Fe₂O₃).

Berechne n(Oxid) und lies das Verhältnis zum Metall aus der Formel ab.

ÜbenJetzt du

  1. ○19
    Aus 25 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) = 25 g : 151 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(SnO₂) = 25 g : 151 g/mol.
    2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
    3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 19,7 g
    Ergebnis:
    19,7 g
  2. ●20
    Aus 100 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) = 100 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 80,0 g
    Ergebnis:
    80,0 g
  3. ★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 Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
Ergebnis:
−IV

AchtungOxidationsstufe aus der Elektronenkonfiguration falsch abgeleitet

So nicht
Mangan hat sieben Außenelektronen und gibt immer alle sieben ab.
So richtig
Mangan kann je nach Partner zwei bis sieben Elektronen abgeben, weil auch d-Elektronen beteiligt sind.

Zähle die Außenelektronen und leite die höchste und die niedrigste Stufe ab.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Schwefel hat 6 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +VI.
    Ergebnis:
    +VI
  2. ●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
  3. ★24
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    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

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 Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,12 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,12 mol/L
Ergebnis:
0,12 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

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

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,20 mol/L
    Ergebnis:
    0,20 mol/L
  2. ●26
    Chlor reagiert mit Natronlauge: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
    Lösung zeigen
    1. Chlor hat zuerst die Oxidationszahl 0.
    2. Danach entstehen −I im Chlorid und +I im Hypochlorit.
    3. Aus einer Stufe werden zwei: Disproportionierung.
    Ergebnis:
    Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
  3. ★27
    Vitamin C reagiert mit Iod zu Dehydroascorbinsäure und Iodid-Ionen. Wie ändert sich die Oxidationszahl der Iodatome?
    Lösung zeigen
    1. Iod liegt als I₂ vor, Oxidationszahl 0.
    2. Im Iodid-Ion I⁻ beträgt sie −I.
    3. Die Oxidationszahl sinkt, also wird Iod reduziert.
    Ergebnis:
    Von 0 nach −I, Iod wird reduziert

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●28
    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
  2. ●29
    Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
    Lösung zeigen
    1. Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
    2. Dazu braucht es einen Elektronendonator.
    3. Kohlenstoffmonooxid gibt Elektronen ab und wird zu Kohlenstoffdioxid.
    Ergebnis:
    Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
  3. ●30
    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?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −0,76 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br⁻?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in HCO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  6. ●33
    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

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Metallbindung
Im Metallgitter sitzen Atomrümpfe in einem beweglichen Elektronengas.
Redoxreihe
Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.
Redoxreaktion
Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.
Oxidationszahlen
Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.
Redoxgleichungen
Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.
Alkanole und Aldehyde
Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.
Metallgewinnung
Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.
Oxidationsstufen
Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.
Disproportionierung und Redoxtitration
Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

  1. Ich erkläre Bau, Eigenschaften und Verwendung von Metallen mit der Metallbindung.

    34
    0,2 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,4 mol

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

    35
    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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest

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

    36
    Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Magnesium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag

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

    39
    Wie reagiert Propan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 10 g Kupfer(I)-oxid (Cu₂O) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Cu₂O) = 144 g/mol und M(Kupfer) = 64 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    8,9 g

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

    41
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    −IV

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

    42
    25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 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?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,025 mol/L

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung
zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind
Summe
was herauskommt, wenn man zusammenzählt

Lösungen

  1. Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  2. 0,1 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Zink bleibt fest
  5. Ja, Blei scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  8. Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VI
  11. Im Peroxid H₂O₂
  12. −III und −I
  13. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  14. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  15. 3 Ag + Au³⁺ → 3 Ag⁺ + Au
  16. Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 19,7 g
  20. 80,0 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. +VI
  23. +IV
  24. +VII
  25. 0,20 mol/L
  26. Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 9 mol
  29. Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
  30. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. +IV
  33. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  34. 0,4 mol
  35. Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
  36. Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
  37. +VI
  38. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  39. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  40. 8,9 g
  41. −IV
  42. 0,025 mol/L