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

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

Schritt für Schritt

Kalium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 0,5 mol

Kalium hat 1 Valenzelektron.
n(e⁻) = 1 · 0,5 mol.
n(e⁻) = 0,5 mol

Ergebnis:

0,5 mol

AchtungValenzelektronen mit allen Elektronen oder mit Eins gleichgesetzt

So nicht

Ein Magnesiumatom liefert ein Elektron an das Elektronengas.

So richtig

Magnesium hat zwei Valenzelektronen und liefert zwei Elektronen an das Elektronengas.

Lies die Hauptgruppe im Periodensystem ab und leite die Zahl der Valenzelektronen her.

ÜbenJetzt du

○1
0,2 mol Barium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
So fängst du an:
Barium hat 2 Valenzelektronen.
Lösung zeigen
1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 mol
●2
3 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 · 3 mol.
3. n(e⁻) = 6 mol
Ergebnis:
6 mol
★3
0,2 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
2. n(e⁻) = 2 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 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 Silber wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?

Schritt für Schritt

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Verglichen werden +0,80 V und −2,37 V.
Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
Es läuft keine Reaktion ab.

Ergebnis:

Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Silber 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 Magnesium wird in eine Lösung mit Cu²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Kupfer +0,34 V. Läuft eine Reaktion ab?
So fängst du an:
Verglichen werden −2,37 V und +0,34 V.
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −2,37 V und +0,34 V.
2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
●5
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
★6
Ein Blech aus Magnesium wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
Lösung zeigen
1. Verglichen werden −2,37 V und −0,26 V.
2. Magnesium hat das kleinere Potenzial und gibt Elektronen ab.
3. Es läuft eine Reaktion ab.
Ergebnis:
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung

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

Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
Das ist eine Reduktion.

Wo stehen die Elektronen in O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻?
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 Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
So fängst du an:
Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
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
●8
Wie lässt sich die Teilgleichung Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
Lösung zeigen
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
★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 Schwefel in H₂SO₄?

Schritt für Schritt

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VI

Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2 · (+I) + x + 4 · (−II) = 0.
x = +VI

Ergebnis:

+VI

AchtungAtomzahl oder Wasserstoff in der Summe der Oxidationszahlen übersehen

So nicht

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄ → −VI

So richtig

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₄ → +VI

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

ÜbenJetzt du

○10
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?
So fängst du an:
Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. x + 3 · (−II) = −2.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
●11
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in H₂SO₃?
Lösung zeigen
1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
2. 2 · (+I) + x + 3 · (−II) = 0.
3. x = +IV
Ergebnis:
+IV
★12
Welche Oxidationszahlen haben die beiden Kohlenstoffatome in Ethanol CH₃–CH₂–OH?
Lösung zeigen
1. Eine Bindung zu Wasserstoff zählt −1, zu Sauerstoff +1, zu Kohlenstoff 0.
2. CH₃: 3 · (−1) = −III.
3. CH₂OH: 2 · (−1) + 1 = −I.
Ergebnis:
−III und −I

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Magnesium gibt Elektronen an Chrom-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Cr³⁺ + 3 e⁻ → Cr. Wie lautet die Gesamtgleichung?

Schritt für Schritt

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
Mg-Gleichung mal 3, Cr-Gleichung mal 2.
3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr

Ergebnis:

3 Mg + 2 Cr³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Cr

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
Nickel gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
So fängst du an:
Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
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
●14
Chrom gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
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
★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 3-Methylpentan-3-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

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
Wie reagiert 2-Methylbutan-2-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 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
●17
Wie reagiert Propan-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
★18
Wie reagiert 2-Methylpropan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
1. Gezählt werden die Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe.
2. Am Kohlenstoffatom der Hydroxygruppe sitzt kein Wasserstoffatom. Das Alkanol wird nicht oxidiert.
3. Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein.
Ergebnis:
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein

7Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

MerkenMetallgewinnung

Ein Reduktionsmittel wie Kohlenstoff reduziert das Metalloxid zum Metall.

BeispielGewinnung von Metallen durch Redoxreaktion

Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?

Schritt für Schritt

Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.

Das Reduktionsmittel muss unedler sein als das Metall im Oxid.
Aluminium ist unedler als Kohlenstoff.
Aluminium gewinnt man deshalb durch Elektrolyse.

Ergebnis:

Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker

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 25 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?
So fängst du an:
n(Fe₃O₄) = 25 g : 232 g/mol.
Lösung zeigen
1. n(Fe₃O₄) = 25 g : 232 g/mol.
2. n(Eisen) = 3 · n(Fe₃O₄).
3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 18,1 g
Ergebnis:
18,1 g
●20
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?
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
★21
Aluminium wird durch Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid gewonnen. Welche Aussage über die Kathode stimmt?
Lösung zeigen
1. An der Kathode wird reduziert.
2. Al³⁺ + 3 e⁻ → Al.
3. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf.
Ergebnis:
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert

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

MerkenOxidationsstufen

Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, die niedrigste diese Zahl minus acht.

BeispielOxidationsstufen aus Atombau und Elektronenkonfiguration

Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?

Schritt für Schritt

Selen hat 6 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
Die höchste Stufe ist +VI.

Selen hat 6 Außenelektronen.
Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
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

○22
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
So fängst du an:
Selen hat 6 Außenelektronen.
Lösung zeigen
1. Selen hat 6 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 2 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −II.
Ergebnis:
−II
●23
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Brom, das 7 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
1. Brom hat 7 Außenelektronen.
2. Zur Achterschale fehlen 1 Elektronen.
3. Die niedrigste Stufe ist −I.
Ergebnis:
−I
★24
Welche Oxidationsstufen sind für Chlor, das sieben Außenelektronen besitzt, in Verbindungen möglich?
Lösung zeigen
1. Die niedrigste Stufe ist 7 − 8 = −I.
2. Die höchste Stufe ist die Zahl der Außenelektronen, +VII.
3. Dazwischen liegen weitere Stufen.
Ergebnis:
Von −I bis +VII

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

MerkenDisproportionierung und Redoxtitration

Disproportionierung macht aus einer Stufe zwei, Synproportionierung aus zwei eine.

Redoxtitration rechnet mit dem Verhältnis der Gleichung.

BeispielDisproportionierung, Synproportionierung und Redoxtitration

25,0 mL Lösung mit Eisen(II)-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 20,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Eisen(II)-Ionen?

Schritt für Schritt

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,20 mol/L

n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0200 L.
n(Analyt) = 5 · n(Titrant), laut Gleichung.
c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,20 mol/L

Ergebnis:

0,20 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
Chlor reagiert mit Natronlauge: Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O. Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
So fängst du an:
Chlor hat zuerst die Oxidationszahl 0.
Lösung zeigen
1. Chlor hat zuerst die Oxidationszahl 0.
2. Danach entstehen −I im Chlorid und +I im Hypochlorit.
3. Aus einer Stufe werden zwei: Disproportionierung.
Ergebnis:
Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
●26
10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Iodlösung mit c = 0,050 mol/L. Es gilt I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Thiosulfat-Ionen?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,050 mol/L · 0,0100 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,10 mol/L
Ergebnis:
0,10 mol/L
★27
25,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 8,0 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?
Lösung zeigen
1. n(Titrant) = 0,10 mol/L · 0,0080 L.
2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,064 mol/L
Ergebnis:
0,064 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●28
0,2 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 · 0,2 mol.
3. n(e⁻) = 0,6 mol
Ergebnis:
0,6 mol
●29
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
●30
Ein Zinkblech wird in Kupfersulfatlösung getaucht. Was ist zu beobachten, und wie lässt sich das erklären?
Lösung zeigen
1. Zink steht in der Redoxreihe vor Kupfer.
2. Zink gibt Elektronen ab und geht als Zn²⁺ in Lösung.
3. Kupfer-Ionen nehmen sie auf und scheiden sich als Kupfer ab.
Ergebnis:
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
●31
Wie lässt sich die Teilgleichung MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O beschreiben?
Lösung zeigen
1. Wo stehen die Elektronen in MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 12 H₂O?
2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
3. Das ist eine Reduktion.
Ergebnis:
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
●32
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
●33
Aluminium gibt Elektronen an Eisen-Ionen ab: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6.
2. Al-Gleichung mal 2, Fe-Gleichung mal 3.
3. 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
Ergebnis:
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe

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
0,4 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,8 mol
Ich ordne Metalle in die Redoxreihe ein und sage Abscheidungen aus Metallsalzlösungen voraus.
35
Welche Aussage über die Redoxreihe der Metalle trifft zu?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
Ich beschreibe Redoxreaktionen als Elektronenübergang mit Oxidation, Reduktion, Donator, Akzeptor und Redoxpaaren.
36
Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.
37
Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₂?
Lösung zeigen
Ergebnis:
+IV
Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.
38
Magnesium gibt Elektronen an Aluminium-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Al³⁺ + 3 e⁻ → Al. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
Ich beschreibe die Oxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und weise Aldehyde nach.
39
Wie reagiert Pentan-2-ol mit einem Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.
40
Aus 25 g Zinn(IV)-oxid (SnO₂) wird mit einem geeigneten Reduktionsmittel das Metall gewonnen. Es gilt M(SnO₂) = 151 g/mol und M(Zinn) = 119 g/mol. Bestimme: Wie viel Gramm Zinn entstehen höchstens?
Lösung zeigen
Ergebnis:
19,7 g
Ich leite aus Atommodell und Elektronenkonfiguration die Oxidationsstufen der Elemente ab (Leistungskurs).
41
Welche niedrigste Oxidationsstufe kann Arsen, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Lösung zeigen
Ergebnis:
−III
Ich erkläre Disproportionierung und Synproportionierung und werte eine Redoxtitration aus (Leistungskurs).
42
20,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,16 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

0,4 mol
6 mol
0,4 mol
Ja, Kupfer scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Blei bleibt fest
Ja, Nickel scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
+IV
+IV
−III und −I
Ni + 2 Ag⁺ → Ni²⁺ + 2 Ag
2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
Es tritt unter diesen Bedingungen keine Oxidation ein
18,1 g
14,0 g
Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
−II
−I
Von −I bis +VII
Disproportionierung, Chlor wird oxidiert und reduziert
0,10 mol/L
0,064 mol/L
0,6 mol
6,3 g
Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
+IV
2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe
0,8 mol
Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert
+IV
3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
19,7 g
−III
0,16 mol/L