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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

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○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

1Ich erkläre Bau, Eigenschaften und Verwendung von Metallen mit der Metallbindung.

MerkenMetallbindung

Im Metallgitter sitzen Atomrümpfe in einem beweglichen Elektronengas.

Das erklärt Leitung, Glanz und Verformbarkeit.

BeispielMetallbindung, Eigenschaften und Verwendung von Metallen

0,4 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,8 mol
  1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,4 mol.
  3. n(e⁻) = 0,8 mol
Ergebnis:
0,8 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
    0,1 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Natrium hat 1 Valenzelektron.
    Lösung zeigen
    1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,1 mol
    Ergebnis:
    0,1 mol
  2. ●2
    0,4 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 · 0,4 mol.
    3. n(e⁻) = 0,8 mol
    Ergebnis:
    0,8 mol
  3. ★3
    0,5 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 · 0,5 mol.
    3. n(e⁻) = 0,5 mol
    Ergebnis:
    0,5 mol

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

MerkenRedoxreihe

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

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  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.
  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

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 Nickel wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
    2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  2. ●5
    Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,26 V und +0,34 V.
    2. Nickel hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
  3. ★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 Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻?
  2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
  3. Das ist eine Oxidation.
  1. Wo stehen die Elektronen in Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 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
    Kupfer(II)-oxid reagiert mit Wasserstoff zu Kupfer und Wasser. Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, und was geschieht mit ihm?
    So fängst du an:
    Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Kupfer.
    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
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Ag⁺ + e⁻ → Ag?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  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

Wie groß ist die Oxidationszahl von Schwefel in der Schwefelsäure H₂SO₄?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
  3. x = +VI
Ergebnis:
+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃ → −V
So richtig
Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃ → +V

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Chlor in HClO₃?
    So fängst du an:
    Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  3. ★12
    Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in HNO₂?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
    3. x = +III
    Ergebnis:
    +III

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Magnesium gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
  2. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
  2. Mg-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag

AchtungElektronen oder Atome in der Gesamtgleichung nicht angeglichen

So nicht
Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag
So richtig
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag: Zink gibt zwei Elektronen ab, zwei Silber-Ionen nehmen sie auf.

Bestimme das kleinste gemeinsame Vielfache der Elektronenzahlen und multipliziere die Teilgleichungen damit.

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Kupfer gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 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. Cu-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
  2. ●14
    Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 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. 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
  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

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

  1. ○16
    Welche funktionelle Gruppe weist die Fehling-Probe nach?
    So fängst du an:
    Die Fehling-Lösung enthält Kupfer(II)-Ionen.
    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
  2. ●17
    Wie reagiert 2-Methylpropan-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
  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 50 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?
Schritt für Schritt
  1. n(MnO₂) = 50 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 31,6 g
  1. n(MnO₂) = 50 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 31,6 g
Ergebnis:
31,6 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 200 g Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Fe₂O₃) = 160 g/mol und M(Eisen) = 56 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Eisen entstehen höchstens?
    So fängst du an:
    n(Fe₂O₃) = 200 g : 160 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(Fe₂O₃) = 200 g : 160 g/mol.
    2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 140,0 g
    Ergebnis:
    140,0 g
  2. ●20
    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?
    Lösung zeigen
    1. n(Cu₂O) = 25 g : 144 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 22,2 g
    Ergebnis:
    22,2 g
  3. ★21
    Aus 20 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) = 20 g : 87 g/mol.
    2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
    3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 12,6 g
    Ergebnis:
    12,6 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 höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Selen hat 6 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +VI.
  1. Selen hat 6 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +VI.
Ergebnis:
+VI

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
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Arsen, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Arsen hat 5 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Arsen hat 5 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +V.
    Ergebnis:
    +V
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Chlor, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Chlor hat 7 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −I.
    Ergebnis:
    −I
  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

10,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,050 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 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
    20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0150 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,15 mol/L
    Ergebnis:
    0,15 mol/L
  2. ●26
    10,0 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
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,075 mol/L
    Ergebnis:
    0,075 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
    0,1 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 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  2. ●29
    Aus 100 g Kupfer(I)-oxid (Cu₂O) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(Cu₂O) = 144 g/mol und M(Kupfer) = 64 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(Cu₂O) = 100 g : 144 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 2 · n(Cu₂O).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 88,9 g
    Ergebnis:
    88,9 g
  3. ●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
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Chlor in ClO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +V
    Ergebnis:
    +V
  6. ●33
    Nickel gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
    2. Ni-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag

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
    0,5 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1 mol

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

    35
    Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Chrom in CrO₄²⁻?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

  5. 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

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

    39
    Wie reagiert Butan-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 100 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    78,8 g

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

    41
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel annehmen, wenn er sechs Außenelektronen besitzt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    −II

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

    42
    20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Iodlösung mit c = 0,020 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,040 mol/L

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung
zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind
Summe
was herauskommt, wenn man zusammenzählt

Lösungen

  1. 0,1 mol
  2. 0,8 mol
  3. 0,5 mol
  4. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  5. Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Nickel geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Kupfer(II)-oxid, es wird reduziert
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +V
  11. +IV
  12. +III
  13. 3 Cu + 2 Au³⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 Au
  14. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Die Aldehydgruppe
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 140,0 g
  20. 22,2 g
  21. 12,6 g
  22. +V
  23. −I
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,15 mol/L
  26. 0,075 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 0,2 mol
  29. 88,9 g
  30. Ja, Nickel scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. +V
  33. Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
  34. 1 mol
  35. Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +VI
  38. 2 Cr + 3 Sn²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Sn
  39. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  40. 78,8 g
  41. −II
  42. 0,040 mol/L