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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

0,2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,2 mol.
  3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 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
    3 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    So fängst du an:
    Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
    2. n(e⁻) = 2 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 6 mol
    Ergebnis:
    6 mol
  2. ●2
    3 mol Lithium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Lithium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 3 mol
    Ergebnis:
    3 mol
  3. ★3
    2 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 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 2 mol
    Ergebnis:
    2 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 Kupfer wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,34 V und −0,26 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,34 V und −0,26 V.
  2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest

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 Magnesium wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −2,37 V und −0,44 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −2,37 V und −0,44 V.
    2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
    3. Es läuft eine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Ja, Eisen scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  2. ●5
    Ein Blech aus Blei wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
    2. Blei hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  3. ★6
    Ein Blech aus Kupfer wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Kupfer +0,34 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,34 V und −0,76 V.
    2. Kupfer hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer 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 O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  1. Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. 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

  1. ○7
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ beschreiben?
    So fängst du an:
    Wo stehen die Elektronen in Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺?
    2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
    3. Das ist eine Reduktion.
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  3. ★9
    Wie lässt sich die Teilgleichung Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu beschreiben?
    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

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 Chlor in HClO₃?
Schritt für Schritt
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +V
  1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
  2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
  3. x = +V
Ergebnis:
+V

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
    In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?
    So fängst du an:
    Sauerstoff hat meist −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
  2. ●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
  3. ★12
    Welche Oxidationszahlen haben die beiden Kohlenstoffatome in Ethanol CH₃–CH₂–OH?
    Lösung zeigen
    1. Eine Bindung zu Wasserstoff zählt −1, zu Sauerstoff +1, zu Kohlenstoff 0.
    2. CH₃: 3 · (−1) = −III.
    3. CH₂OH: 2 · (−1) + 1 = −I.
    Ergebnis:
    −III und −I

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
  2. Cr-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
  3. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
Ergebnis:
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe

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
    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⁺
  2. ●14
    Zink gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Zn-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
    3. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
  3. ★15
    Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
    2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
    3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
    Ergebnis:
    Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Pentan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungReihenfolge der Oxidationsprodukte vertauscht oder Zwischenstufe ausgelassen

So nicht
Ethanol wird zu Ethansäure und danach zu Ethanal.
So richtig
Ethanol wird zuerst zu Ethanal und dann zu Ethansäure oxidiert.

Bestimme die Oxidationszahl des Kohlenstoffatoms an der Hydroxygruppe in jeder Stufe und ordne nach steigender Zahl.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Wie reagiert Pentan-1-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 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
  2. ●17
    Wie reagiert Butan-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

Im Hochofen wird Eisen(III)-oxid zu Eisen reduziert. Welche Rolle hat Kohlenstoffmonooxid?
Schritt für Schritt
  1. Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
  2. Dazu braucht es einen Elektronendonator.
  3. Kohlenstoffmonooxid gibt Elektronen ab und wird zu Kohlenstoffdioxid.
  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

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

  1. ○19
    Aus 20 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) = 20 g : 81 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(ZnO) = 20 g : 81 g/mol.
    2. n(Zink) = 1 · n(ZnO).
    3. m(Zink) = n(Zink) · 65 g/mol = 16,0 g
    Ergebnis:
    16,0 g
  2. ●20
    Aus 100 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) = 100 g : 232 g/mol.
    2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 72,4 g
    Ergebnis:
    72,4 g
  3. ★21
    Aus 40 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) = 40 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 32,0 g
    Ergebnis:
    32,0 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 Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −III.
  1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 3 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −III.
Ergebnis:
−III

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 niedrigste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Brom hat 7 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Brom hat 7 Außenelektronen.
    2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
    3. Die niedrigste Stufe ist −I.
    Ergebnis:
    −I
  2. ●23
    Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Iod, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    1. Iod 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 = 0,050 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,13 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 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

  1. ○25
    10,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0150 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,19 mol/L
    Ergebnis:
    0,19 mol/L
  2. ●26
    25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0200 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,040 mol/L
    Ergebnis:
    0,040 mol/L
  3. ★27
    20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 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?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0240 L.
    2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,060 mol/L
    Ergebnis:
    0,060 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●28
    2 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 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 4 mol
    Ergebnis:
    4 mol
  2. ●29
    Aus 40 g Wolfram(VI)-oxid (WO₃) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(WO₃) = 232 g/mol und M(Wolfram) = 184 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Wolfram entstehen höchstens?
    Lösung zeigen
    1. n(WO₃) = 40 g : 232 g/mol.
    2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
    3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 31,7 g
    Ergebnis:
    31,7 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,80 V und −1,66 V.
    2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  4. ●31
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in HCO₃⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. 1 · (+I) + x + 3 · (−II) = −1.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  5. ●32
    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
  6. ●33
    Wie reagiert Butan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
    Lösung zeigen
    1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
    2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt ein Wasserstoffatom. Es entsteht ein Keton.
    3. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird.
    Ergebnis:
    Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird

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
    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

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

    35
    Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, Zink scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Phosphor in H₂PO₄⁻?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +V

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Aluminium gibt Elektronen an Zinn-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn

  6. 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

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    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
    Ergebnis:
    14,5 g

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Arsen, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +V

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

    42
    20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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:
    0,037 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

  1. 6 mol
  2. 3 mol
  3. 2 mol
  4. Ja, Eisen scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  5. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
  6. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  7. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  10. Im Peroxid H₂O₂
  11. +VII
  12. −III und −I
  13. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  14. 3 Zn + 2 Cr³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Cr
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  17. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 16,0 g
  20. 72,4 g
  21. 32,0 g
  22. −I
  23. −I
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,19 mol/L
  26. 0,040 mol/L
  27. 0,060 mol/L
  28. 4 mol
  29. 31,7 g
  30. Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  31. +IV
  32. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
  33. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  34. 2 mol
  35. Ja, Zink scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +V
  38. 2 Al + 3 Sn²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Sn
  39. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
  40. 14,5 g
  41. +V
  42. 0,037 mol/L