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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

3 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
  3. n(e⁻) = 6 mol
  1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
  3. n(e⁻) = 6 mol
Ergebnis:
6 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
    0,4 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 · 0,4 mol.
    3. n(e⁻) = 0,8 mol
    Ergebnis:
    0,8 mol
  2. ●2
    0,2 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 · 0,2 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  3. ★3
    2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 4 mol
    Ergebnis:
    4 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 Kupfer wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,34 V und +0,80 V.
  2. Kupfer hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,34 V und +0,80 V.
  2. Kupfer hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Kupfer geht als Ion in Lösung

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 Magnesium wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −2,37 V und +0,80 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −2,37 V und +0,80 V.
    2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  2. ●5
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −0,26 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  3. ★6
    Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,13 V und −0,44 V.
    2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Eisen 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
  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 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
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  3. ★9
    Wie lässt sich die Teilgleichung Li → Li⁺ + e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

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 Chrom in CrO₄²⁻?
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

AchtungLadung des Ions in der Summe vergessen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻ → +VIII
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻ → +VI

Schreib neben jede Formel die Gesamtladung und setze die Summe gleich dieser Ladung.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Phosphor in PO₄³⁻?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −3.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  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 Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +III
    Ergebnis:
    +III

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Zink gibt zwei Elektronen ab.
  2. Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
  3. Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.
  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

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
    Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3.
    2. Cr-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 3.
    3. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
    Ergebnis:
    Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
  2. ●14
    Nickel gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Ni-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  3. ★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 Pentan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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
    Wie reagiert Pentan-3-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
  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 20 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
  1. n(SnO₂) = 20 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 15,8 g
  1. n(SnO₂) = 20 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 15,8 g
Ergebnis:
15,8 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 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) = 25 g : 80 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(CuO) = 25 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 20,0 g
    Ergebnis:
    20,0 g
  2. ●20
    Aus 100 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) = 100 g : 144 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 88,9 g
    Ergebnis:
    88,9 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 Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Brom hat 7 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −I.
  1. Brom hat 7 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I

AchtungOxidationsstufe aus der Elektronenkonfiguration falsch abgeleitet

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

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

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?
    So fängst du an:
    Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Magnesium hat zwei Außenelektronen.
    2. Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
    3. Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.
    Ergebnis:
    Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  2. ●23
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Iod hat 7 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +VII.
    Ergebnis:
    +VII
  3. ★24
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
    Ergebnis:
    −IV

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

Iodat IO₃⁻ und Iodid I⁻ reagieren in saurer Lösung zu Iod I₂. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
Schritt für Schritt
  1. Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
  2. Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
  3. Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.
  1. Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
  2. Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
  3. Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.
Ergebnis:
Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0

AchtungDisproportionierung und Synproportionierung vertauscht

So nicht
Chlor reagiert mit Lauge zu Chlorid und Hypochlorit: Das ist eine Synproportionierung.
So richtig
Aus der Stufe 0 entstehen −I und +I: Das ist eine Disproportionierung.

Schreib die Oxidationszahlen der Edukte und der Produkte untereinander und zähle die verschiedenen Stufen.

ÜbenJetzt du

  1. ○25
    10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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 · 0,0150 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,15 mol/L
    Ergebnis:
    0,15 mol/L
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0080 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  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
    1 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 · 1 mol.
    3. n(e⁻) = 3 mol
    Ergebnis:
    3 mol
  2. ●29
    Aus 100 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(SnO₂) = 100 g : 151 g/mol.
    2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
    3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 78,8 g
    Ergebnis:
    78,8 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −0,26 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
    2. Cr-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
    3. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
    Ergebnis:
    2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
  6. ●33
    Wie reagiert 2-Methylpropan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
    2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
    3. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.
    Ergebnis:
    Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

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

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

    35
    Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Magnesium gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr

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

    39
    Wie reagiert 3-Methylpentan-3-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 200 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
    Ergebnis:
    140,0 g

  8. 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

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

    42
    25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,030 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. 0,8 mol
  2. 0,2 mol
  3. 4 mol
  4. Ja, Silber scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  5. Ja, Nickel scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  6. Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  7. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  10. +V
  11. Im Peroxid H₂O₂
  12. +III
  13. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
  14. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  15. 8 H₃O⁺ und 12 H₂O
  16. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 20,0 g
  20. 88,9 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  23. +VII
  24. −IV
  25. 0,15 mol/L
  26. 0,040 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 3 mol
  29. 78,8 g
  30. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
  33. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  34. 4 mol
  35. Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. +VI
  38. 3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr
  39. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  40. 140,0 g
  41. Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  42. 0,030 mol/L