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

0,4 mol Aluminium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?

Schritt für Schritt

Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 1,2 mol

Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 3 · 0,4 mol.
n(e⁻) = 1,2 mol

Ergebnis:

1,2 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
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
3 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 6 mol
Ergebnis:
6 mol
★3
Legierungen sind oft härter als reine Metalle. Wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
1. Fremdatome haben eine andere Größe.
2. Die Fremdatome stören die regelmäßigen Gitterebenen.
3. Die Ebenen gleiten schwerer, die Legierung ist härter.
Ergebnis:
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten

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

MerkenRedoxreihe

Je unedler ein Metall, desto leichter gibt es Elektronen ab.

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,44 V und +0,34 V.
Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,44 V und +0,34 V.
Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
Es läuft eine Reaktion ab.

Ergebnis:

Ja, Kupfer 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

○4
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,44 V und −2,37 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und −2,37 V.
2. Eisen hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
●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
★6
Magnesium wird in Kupfersulfatlösung gelegt. Welche Teilgleichung beschreibt den Vorgang an den Magnesium-Atomen?
Lösung zeigen
1. Magnesium ist unedler als Kupfer.
2. Es gibt zwei Elektronen ab.
3. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Ergebnis:
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

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

MerkenRedoxreaktion

Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion Elektronenaufnahme.

Beide laufen gleichzeitig ab.

BeispielRedoxreaktion als Elektronenübergang

Wie lässt sich die Teilgleichung Li → Li⁺ + e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

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

Wo stehen die Elektronen in Li → Li⁺ + 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 Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
★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 Stickstoff in NO₂⁻?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 2 · (−II) = −1.
x = +III

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 2 · (−II) = −1.
x = +III

Ergebnis:

+III

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻ → −III

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂⁻ → +III

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●11
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₄?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
★12
Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 4 · (−II) = −2.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

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

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Cr-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
2 Cr + 3 Ni²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Ni

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Cr-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 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

○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
●14
Eisen gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 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. Fe-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 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 Propan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.

Ergebnis:

Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

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 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
●17
Wie reagiert Cyclohexanol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
★18
Warum lässt sich Propanon nicht zu einer Carbonsäure oxidieren, Propanal aber schon?
Lösung zeigen
1. Im Aldehyd trägt das Carbonyl-Kohlenstoffatom ein Wasserstoffatom.
2. Es kann zur Carboxygruppe oxidiert werden.
3. Im Keton fehlt dieses Wasserstoffatom.
Ergebnis:
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?

Schritt für Schritt

Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
Also 3 CO und 3 CO₂.

Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
Also 3 CO und 3 CO₂.

Ergebnis:

Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂

AchtungReduktionsmittel nur als Wärmequelle verstanden

So nicht

Koks im Hochofen dient nur zum Heizen.

So richtig

Koks liefert Wärme, vor allem aber Kohlenstoffmonooxid als Reduktionsmittel für das Eisenoxid.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und markiere, welcher Stoff den Sauerstoff aufnimmt.

ÜbenJetzt du

○19
Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
So fängst du an:
Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
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
●20
Aus 50 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) = 50 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 40,1 g
Ergebnis:
40,1 g
★21
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?
Lösung zeigen
1. n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g
Ergebnis:
25,3 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 Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Selen hat 6 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −II.

Selen hat 6 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −II.

Ergebnis:

−II

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 niedrigste Oxidationsstufe kann Phosphor, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Phosphor hat 5 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Phosphor hat 5 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −III.
Ergebnis:
−III
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +IV.
Ergebnis:
+IV
★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 15,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?

Schritt für Schritt

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

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

Ergebnis:

0,015 mol/L

AchtungVolumen oder Stoffmengenverhältnis in der Titration falsch verrechnet

So nicht

10 mL Schwefelsäure verbrauchen 20 mL Natronlauge gleicher Stärke, also gilt 1 : 1.

So richtig

Am Äquivalenzpunkt gilt n(Säure) mal Zahl der Protonen gleich n(Lauge). Erst Stoffmengen vergleichen, dann durch das Volumen teilen.

Schreib die Reaktionsgleichung auf und lies das Stoffmengenverhältnis ab.

ÜbenJetzt du

○25
10,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0240 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0240 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,60 mol/L
Ergebnis:
0,60 mol/L
●26
25,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0240 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,096 mol/L
Ergebnis:
0,096 mol/L
★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

●28
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
●29
Aus 25 g Eisen(II,III)-oxid (Fe₃O₄) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₃O₄) = 232 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(Fe₃O₄) = 25 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 18,1 g
Ergebnis:
18,1 g
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und −0,26 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●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
●32
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
●33
Wie reagiert Propan-1-ol 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

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
2 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Pentan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 200 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
Ergebnis:
160,0 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 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:
0,037 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

Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
6 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+VII
+VI
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
8 H₃O⁺ und 12 H₂O
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
Reduktionsmittel, es wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert
40,1 g
25,3 g
−III
+IV
Von −I bis +VII
0,60 mol/L
0,096 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
18,1 g
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
2 mol
Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
160,0 g
+VI
0,037 mol/L