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

Warum glänzen Metalle?

Schritt für Schritt

Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.

Die beweglichen Elektronen nehmen Lichtenergie auf.
Die Elektronen geben diese Energie sofort wieder ab.
Das Licht wird reflektiert: Metallglanz.

Ergebnis:

Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück

AchtungMetallatome glänzen und leiten einzeln

So nicht

Kupfer leitet, weil jedes Kupferatom leitet.

So richtig

Kupfer leitet, weil sich die Elektronen zwischen den Atomrümpfen frei bewegen.

Denk an das Elektronengas: Was bewegt sich, wenn Strom fließt?

ÜbenJetzt du

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

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 Nickel wird in eine Lösung mit Fe²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Eisen −0,44 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden −0,26 V und −0,44 V.
Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden −0,26 V und −0,44 V.
Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Eisen scheidet sich nicht ab, Nickel 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

○4
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?
So fängst du an:
Verglichen werden −0,13 V und −2,37 V.
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
●5
Ein Blech aus Eisen wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −0,44 V und −0,26 V.
2. Eisen hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Eisen 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 H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?

Schritt für Schritt

Wo stehen die Elektronen in H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Wo stehen die Elektronen in H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻?
Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
Das ist eine Oxidation.

Ergebnis:

Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

AchtungOxidation, Reduktion oder Oxidationsmittel vertauscht

So nicht

Oxidation ist die Aufnahme von Elektronen.

So richtig

Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme.

Schreib die Teilgleichung auf und prüfe, auf welcher Seite die Elektronen stehen.

ÜbenJetzt du

○7
Wie lässt sich die Teilgleichung Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Ag⁺ + e⁻ → Ag?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
★9
Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Chlor im Redoxpaar Cl₂/Cl⁻?
Lösung zeigen
1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
2. Die Elektronen stehen links.
3. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Ergebnis:
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

4Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

MerkenOxidationszahlen

Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung.

Wasserstoff hat meist +I, Sauerstoff meist −II.

BeispielOxidationszahlen bestimmen

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?

Schritt für Schritt

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
x + 4 · (−II) = −1.
x = +VII

Ergebnis:

+VII

AchtungLadung des Ions in der Summe vergessen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VIII

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻ → +VII

Schreib neben jede Formel die Gesamtladung und setze die Summe gleich dieser Ladung.

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₂?
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 HNO₂?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 1 · (+I) + x + 2 · (−II) = 0.
3. x = +III
Ergebnis:
+III
★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

Aluminium gibt Elektronen an Kupfer-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
Al-Gleichung mal 2, Cu-Gleichung mal 3.
2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu

Ergebnis:

2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu

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
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
★15
Permanganat reagiert in saurer Lösung zu Mangan(II)-Ionen: MnO₄⁻ + ? H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + ? H₂O. Welche Koeffizienten gleichen die Teilgleichung aus?
Lösung zeigen
1. Ladung links: −1 + x − 5 muss +2 ergeben, also x = 8.
2. Sauerstoff: 4 + 8 = 12, also 12 H₂O.
3. Wasserstoff stimmt dann mit 24 auf beiden Seiten.
Ergebnis:
8 H₃O⁺ und 12 H₂O

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Ethanol mit einem Oxidationsmittel?

Schritt für Schritt

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.

Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
Am Kohlenstoffatom der OH-Gruppe sitzen H-Atome: erst Aldehyd, dann Säure.
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure.

Ergebnis:

Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure

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
Welche Reihenfolge der Produkte entsteht, wenn Ethanol vollständig zur Carbonsäure oxidiert wird?
So fängst du an:
Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
Lösung zeigen
1. Das Alkanol wird zuerst zum Alkanal oxidiert.
2. Das Alkanal wird weiter zur Alkansäure oxidiert.
3. Ethanol, Ethanal, Ethansäure.
Ergebnis:
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
●17
Wie reagiert Methanol 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
★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

Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
Dazu braucht es einen Elektronendonator.
Kohlenstoffmonooxid gibt Elektronen ab und wird zu Kohlenstoffdioxid.

Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen reduziert.
Dazu braucht es einen Elektronendonator.
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

○19
Aus 20 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) = 20 g : 160 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(Fe₂O₃) = 20 g : 160 g/mol.
2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 14,0 g
Ergebnis:
14,0 g
●20
Aus 40 g Mangan(IV)-oxid (MnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(MnO₂) = 87 g/mol und M(Mangan) = 55 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Mangan entstehen höchstens?
Lösung zeigen
1. n(MnO₂) = 40 g : 87 g/mol.
2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 25,3 g
Ergebnis:
25,3 g
★21
Aus 10 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) = 10 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 7,9 g
Ergebnis:
7,9 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 Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Zinn hat 4 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +IV.

Zinn hat 4 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste 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
Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?
So fängst du an:
Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
Lösung zeigen
1. Mangan hat die Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s².
2. Die 4s-Elektronen geben zuerst +II.
3. Auch die d-Elektronen können folgen, bis zu +VII.
Ergebnis:
Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Schwefel hat 6 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
★24
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Zinn, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Zinn hat 4 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
Ergebnis:
−IV

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

Iodat IO₃⁻ und Iodid I⁻ reagieren in saurer Lösung zu Iod I₂. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?

Schritt für Schritt

Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.

Iod in IO₃⁻ hat +V, in I⁻ hat es −I.
Beide ergeben I₂ mit der Stufe 0.
Aus zwei Stufen wird eine: Synproportionierung.

Ergebnis:

Synproportionierung, aus +V und −I wird die Stufe 0

AchtungDisproportionierung und Synproportionierung vertauscht

So nicht

Chlor reagiert mit Lauge zu Chlorid und Hypochlorit: Das ist eine Synproportionierung.

So richtig

Aus der Stufe 0 entstehen −I und +I: Das ist eine Disproportionierung.

Schreib die Oxidationszahlen der Edukte und der Produkte untereinander und zähle die verschiedenen Stufen.

ÜbenJetzt du

○25
20,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 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?
So fängst du an:
n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0200 L.
2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,050 mol/L
Ergebnis:
0,050 mol/L
●26
20,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0160 L.
2. n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,20 mol/L
Ergebnis:
0,20 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
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 · 1 mol.
3. n(e⁻) = 2 mol
Ergebnis:
2 mol
●29
Aus 40 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) = 40 g : 151 g/mol.
2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 31,5 g
Ergebnis:
31,5 g
●30
Ein Blech aus Aluminium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −1,66 V und +0,34 V.
2. Aluminium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
●31
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
●32
Aluminium gibt Elektronen an Nickel-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
2. Al-Gleichung mal 2, Ni-Gleichung mal 3.
3. 2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
Ergebnis:
2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
●33
Traubenzucker bildet mit Fehling-Lösung beim Erwärmen einen ziegelroten Niederschlag. Was ist das, und welche Rolle hat der Traubenzucker?
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

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 Eisen wird in eine Lösung mit Ag⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Silber +0,80 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Wie lässt sich die Teilgleichung Ag⁺ + e⁻ → Ag beschreiben?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₄²⁻?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+VI
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Eisen gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert 2-Methylpropan-1-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 10 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:
8,0 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Schwefel, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−II
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
1 mol
0,2 mol
Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+III
−III und −I
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
Fe + 2 Ag⁺ → Fe²⁺ + 2 Ag
8 H₃O⁺ und 12 H₂O
Ethanol, dann Ethanal, dann Ethansäure
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
14,0 g
25,3 g
7,9 g
Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
−II
−IV
0,050 mol/L
0,20 mol/L
Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
2 mol
31,5 g
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Aluminium geht als Ion in Lösung
+V
2 Al + 3 Ni²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Ni
Kupfer(I)-oxid, der Zucker wirkt als Reduktionsmittel
Das Elektronengas wirft das einfallende Licht zurück
Ja, Silber scheidet sich ab, und Eisen geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+VI
3 Fe + 2 Au³⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Au
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
8,0 g
−II
0,050 mol/L