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

Welches Teilchen ist im Metallgitter frei beweglich und leitet den elektrischen Strom?

Schritt für Schritt

Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.

Im Metall geben die Atome ihre Valenzelektronen ab.
Die Elektronen gehören dem ganzen Gitter.
Die Elektronen sind frei beweglich und tragen den Strom.

Ergebnis:

Die frei beweglichen Valenzelektronen im Elektronengas

AchtungMetallgitter wie Ionenkristall oder Molekülsubstanz gedeutet

So nicht

Beim Verformen stoßen sich gleichnamige Ionen ab, und das Metall bricht wie ein Salz.

So richtig

Im Metall halten bewegliche Elektronen die Atomrümpfe zusammen, deshalb gleiten die Ebenen ohne Bruch.

Zeichne ein Salzgitter und ein Metallgitter vor und nach dem Verschieben einer Ebene.

ÜbenJetzt du

○1
0,5 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Kalium hat 1 Valenzelektron.
Lösung zeigen
1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●2
0,5 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 · 0,5 mol.
3. n(e⁻) = 1,5 mol
Ergebnis:
1,5 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 Blei wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,13 V und −1,66 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −1,66 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
●5
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und −0,13 V.
2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Blei scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
★6
Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,13 V und −0,26 V.
2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Nickel 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

Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu?
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 Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
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
●8
Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
Lösung zeigen
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
★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 HNO₂?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
x = +III

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
x = +III

Ergebnis:

+III

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂ → −III

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂ → +III

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in HSO₄⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 4 · (−II) = −1.
3. x = +VI
Ergebnis:
+VI
●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
★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

Zink reagiert mit Silber-Ionen: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Zink gibt zwei Elektronen ab.
Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
Die Silber-Gleichung mal 2 nehmen und addieren.

Zink gibt zwei Elektronen ab.
Jedes Silber-Ion nimmt eines auf.
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

○13
Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
2. Zn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
3. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
●14
Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
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
★15
Eisen gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
2. Fe-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
3. Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 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 2-Methylbutan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.

Ergebnis:

Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

AchtungFehling-Probe oder Aldehydgruppe falsch gedeutet

So nicht

Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Hydroxygruppe

So richtig

Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach → Die Aldehydgruppe

Zeichne die Aldehydgruppe und markiere das Wasserstoffatom, das die Oxidation möglich macht.

ÜbenJetzt du

○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
●17
Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
Lösung zeigen
1. Die Fehling-Lösung enthält Kupfer(II)-Ionen.
2. Nur Aldehyde reduzieren sie zu Kupfer(I).
3. Nachgewiesen wird die Aldehydgruppe.
Ergebnis:
Die Aldehydgruppe
★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 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?

Schritt für Schritt

n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g

n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g

Ergebnis:

22,2 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
Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?
So fängst du an:
Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
Lösung zeigen
1. Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
2. Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
3. Also 3 CO und 3 CO₂.
Ergebnis:
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
●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 10 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) = 10 g : 87 g/mol.
2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 6,3 g
Ergebnis:
6,3 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

Magnesium (Elektronenkonfiguration 2, 8, 2) bildet in Verbindungen stets Mg²⁺. Wie lässt sich das erklären?

Schritt für Schritt

Magnesium hat zwei Außenelektronen.
Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.

Magnesium hat zwei Außenelektronen.
Gibt es sie ab, bleibt die Achterschale darunter.
Das ergibt Mg²⁺ und die Oxidationsstufe +II.

Ergebnis:

Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale

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 Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Kohlenstoff 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 Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI
★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

20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 12,5 mL Iodlösung mit c = 0,10 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,13 mol/L

n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0125 L.
n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,13 mol/L

Ergebnis:

0,13 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
20,0 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?
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) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,019 mol/L
Ergebnis:
0,019 mol/L
●26
25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 C₂O₄²⁻ + 16 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 24 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Oxalat-Ionen?
Lösung zeigen
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
★27
25,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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 · 0,0160 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,032 mol/L
Ergebnis:
0,032 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,25 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
2. n(e⁻) = 1 · 0,25 mol.
3. n(e⁻) = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 mol
●29
Aus 200 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) = 200 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 157,6 g
Ergebnis:
157,6 g
●30
Welche Kombination reagiert freiwillig?
Lösung zeigen
1. Das unedlere Metall reagiert mit den Ionen des edleren.
2. Eisen ist unedler als Kupfer.
3. Der Eisennagel in Kupfersulfatlösung reagiert.
Ergebnis:
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
●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
●32
Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●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
0,25 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,25 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+V
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Chrom gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
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
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 10 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
Ergebnis:
6,3 g
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
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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
Ergebnis:
0,048 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

0,5 mol
1,5 mol
Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ja, Blei scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+VI
Im Peroxid H₂O₂
−III und −I
3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Die Aldehydgruppe
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
40,1 g
6,3 g
+IV
+VI
Von −I bis +VII
0,019 mol/L
0,050 mol/L
0,032 mol/L
0,25 mol
157,6 g
Ein Eisennagel in Kupfersulfatlösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu
0,25 mol
Ja, Eisen scheidet sich ab, und Zink geht als Ion in Lösung
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
+V
2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
6,3 g
Mit der Abgabe der zwei Außenelektronen entsteht eine stabile Achterschale
0,048 mol/L