Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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

0,5 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 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 1,5 mol

Aluminium hat 3 Valenzelektronen.
n(e⁻) = 3 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 1,5 mol

Ergebnis:

1,5 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
0,5 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
Lösung zeigen
1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol
●2
0,25 mol Magnesium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Magnesium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 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

Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?

Schritt für Schritt

Unedle Metalle oxidieren leicht.
Oxidation ist Elektronenabgabe.
Je unedler, desto leichter die Abgabe.

Unedle Metalle oxidieren leicht.
Oxidation ist Elektronenabgabe.
Je unedler, desto leichter die Abgabe.

Ergebnis:

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

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 Aluminium wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und −0,13 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
★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 Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Ergebnis:

Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

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 Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
3. Das ist eine Oxidation.
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
★9
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Chlor im Redoxpaar Cl₂/Cl⁻?
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Die Elektronen stehen links.
3. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Ergebnis:
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

4Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

MerkenOxidationszahlen

Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.

Wasserstoff hat meist +I, Sauerstoff meist −II.

BeispielOxidationszahlen bestimmen

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −2.
x = +IV

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
x + 3 · (−II) = −2.
x = +IV

Ergebnis:

+IV

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻ → −IV

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻ → +IV

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂?
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 Stickstoff in NO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★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

Magnesium gibt Elektronen an Aluminium-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Al³⁺ + 3 e⁻ → Al. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Al-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Al-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al

Ergebnis:

3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al

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
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
So fängst du an:
Reduktion ist Elektronenaufnahme.
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Ergebnis:
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
●14
Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Zink gibt zwei Elektronen ab.
2. Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
3. Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
★15
Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
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

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 Cyclohexanol 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
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
So fängst du an:
Die Aldehydgruppe wird zur Carboxygruppe oxidiert.
Lösung zeigen
1. Die Aldehydgruppe wird zur Carboxygruppe oxidiert.
2. Kupfer(II) nimmt Elektronen auf und wird zu Kupfer(I).
3. Es fällt rotes Kupfer(I)-oxid aus.
Ergebnis:
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
●17
Wie reagiert 2-Methylbutan-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
★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 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?

Schritt für Schritt

n(SnO₂) = 25 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 19,7 g

n(SnO₂) = 25 g : 151 g/mol.
n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 19,7 g

Ergebnis:

19,7 g

AchtungMetallmasse oder Stoffmengenverhältnis bei der Metallgewinnung falsch verrechnet

So nicht

Aus 160 g Eisen(III)-oxid entstehen 160 g Eisen.

So richtig

Aus 160 g Fe₂O₃ entstehen 112 g Eisen, denn n(Fe) = 2 · n(Fe₂O₃).

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

ÜbenJetzt du

○19
Aus 100 g 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?
So fängst du an:
n(ZnO) = 100 g : 81 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(ZnO) = 100 g : 81 g/mol.
2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 80,2 g
Ergebnis:
80,2 g
●20
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?
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
★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

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
Die niedrigste Stufe ist −IV.

Silicium hat 4 Außenelektronen.
Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
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

○22
Welche höchste Oxidationsstufe kann Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Silicium hat 4 Außenelektronen.
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
●23
Welche höchste Oxidationsstufe kann Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +V.
Ergebnis:
+V
★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 Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,15 mol/L

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,15 mol/L

Ergebnis:

0,15 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
25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0150 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,030 mol/L
Ergebnis:
0,030 mol/L
●26
20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,013 mol/L
Ergebnis:
0,013 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
0,1 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 · 0,1 mol.
3. n(e⁻) = 0,2 mol
Ergebnis:
0,2 mol
●29
Aus 20 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) = 20 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 14,5 g
Ergebnis:
14,5 g
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und −0,44 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●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
●32
Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
Lösung zeigen
1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
2. x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VII
Ergebnis:
+VII
●33
Aluminium gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
2. Al-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
3. 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
Ergebnis:
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu

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
Warum glänzen Metalle?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
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
Ergebnis:
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in HSO₄⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Zink gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Die Aldehydgruppe
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 40 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
Ergebnis:
32,1 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche höchste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VII
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 mL Eisen(II)-Lösung verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist c(Fe²⁺)?
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 mol
0,5 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Eisen bleibt fest
Ja, Blei scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+IV
−III und −I
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
80,2 g
20,0 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
+IV
+V
Von −I bis +VII
0,030 mol/L
0,013 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
0,2 mol
14,5 g
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VII
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+VI
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
Die Aldehydgruppe
32,1 g
+VII
0,050 mol/L