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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

0,1 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 · 0,1 mol.
  3. n(e⁻) = 0,2 mol
  1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,1 mol.
  3. n(e⁻) = 0,2 mol
Ergebnis:
0,2 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
    0,5 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 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 1 mol
    Ergebnis:
    1 mol
  2. ●2
    Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
    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
  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 Eisen wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,44 V und −0,26 V.
  2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,44 V und −0,26 V.
  2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
  3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Eisen 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 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
  2. ●5
    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?
    Lösung zeigen
    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
  3. ★6
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und −0,13 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung

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 Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
  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

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

  1. ○7
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  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 Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
Schritt für Schritt
  1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
  2. x + 4 · (−II) = −1.
  3. x = +VII
  1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
  2. x + 4 · (−II) = −1.
  3. x = +VII
Ergebnis:
+VII

AchtungLadung des Ions in der Summe vergessen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VIII
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VII

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₂?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₃?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 2 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  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 Nickel-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni
Ergebnis:
2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni

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
    Zink gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. Zn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  2. ●14
    Zink gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Zn-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
    3. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
  3. ★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 2-Methylbutan-2-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
    Wie reagiert 2-Methylpropan-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 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
  2. ●17
    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
  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 10 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) = 10 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 7,9 g
  1. n(SnO₂) = 10 g : 151 g/mol.
  2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
  3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 7,9 g
Ergebnis:
7,9 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 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?
    So fängst du an:
    n(Cu₂O) = 50 g : 144 g/mol.
    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
  2. ●20
    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?
    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
  3. ★21
    Aus 50 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(SnO₂) = 50 g : 151 g/mol.
    2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
    3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 39,4 g
    Ergebnis:
    39,4 g

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 Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
  1. Zinn 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
    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 niedrigste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −III.
    Ergebnis:
    −III
  3. ★24
    Welche Oxidationsstufen sind für Chlor, das sieben Außenelektronen besitzt, in Verbindungen möglich?
    Lösung zeigen
    1. Die niedrigste Stufe ist 7 − 8 = −I.
    2. Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, +VII.
    3. Dazwischen liegen weitere Stufen.
    Ergebnis:
    Von −I bis +VII

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

MerkenDisproportionierung und Redoxtitration

Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Redoxtitration rechnet mit dem Verhältnis der Gleichung.

BeispielDisproportionierung, Synproportionierung und Redoxtitration

25,0 mL Lösung mit 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?
Schritt für Schritt
  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
  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

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
    25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
    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) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  2. ●26
    10,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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
    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
    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
  2. ●29
    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. ●30
    Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,76 V und +0,80 V.
    2. Zink hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  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
    Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas

  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 Chlor in HClO?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +I

  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 25 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:
    19,8 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VII

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

    42
    20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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:
    0,050 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. 1 mol
  2. Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  5. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  6. Ja, Blei scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +IV
  11. +IV
  12. −III und −I
  13. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  14. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 44,4 g
  20. 7,9 g
  21. 39,4 g
  22. Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
  23. −III
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,040 mol/L
  26. 0,040 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
  29. 80,0 g
  30. Ja, Silber scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. +V
  33. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  34. Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas
  35. Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. +I
  38. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  39. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  40. 19,8 g
  41. +VII
  42. 0,050 mol/L