Zum Inhalt springen
Anmelden

Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Andere ZahlenÜbenBasiswissenAlle Kapitel

Redoxreaktionen: Elektronenübergang und Oxidationszahlen

  • Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
  • Merken kommt ins Heft
  • Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
  • Üben selbst rechnen
  • Achtung typischer Fehler
  • Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ 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

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 · 2 mol.
  3. n(e⁻) = 4 mol
  1. Barium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 2 mol.
  3. n(e⁻) = 4 mol
Ergebnis:
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 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 · 3 mol.
    3. n(e⁻) = 3 mol
    Ergebnis:
    3 mol
  2. ●2
    0,1 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 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,3 mol
    Ergebnis:
    0,3 mol
  3. ★3
    Legierungen sind oft härter als reine Metalle. Wie lässt sich das erklären?
    Lösung zeigen
    1. Fremdatome haben eine andere Größe.
    2. Die Fremdatome stören die regelmäßigen Gitterebenen.
    3. Die Ebenen gleiten schwerer, die Legierung ist härter.
    Ergebnis:
    Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten

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

MerkenRedoxreihe

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

Es verdrängt edlere Metalle aus ihren Salzlösungen.

BeispielRedoxreihe der Metalle

Ein Blech aus Zink wird in eine Lösung mit Al³⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Aluminium −1,66 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden −0,76 V und −1,66 V.
  2. Zink hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden −0,76 V und −1,66 V.
  2. Zink hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Aluminium scheidet sich nicht ab, Zink 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 Nickel wird in eine Lösung mit Mg²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Magnesium −2,37 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden −0,26 V und −2,37 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,26 V und −2,37 V.
    2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  2. ●5
    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?
    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
  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 Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg beschreiben?
Schritt für Schritt
  1. Wo stehen die Elektronen in Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg?
  2. Links: Das Teilchen nimmt Elektronen auf.
  3. Das ist eine Reduktion.
  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

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
    Welche Aussage über Redoxreaktionen trifft zu?
    So fängst du an:
    Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
    Lösung zeigen
    1. Freie Elektronen gibt es in Lösung kaum.
    2. Der Donator gibt Elektronen ab, der Akzeptor nimmt sie auf.
    3. Beides geschieht zugleich.
    Ergebnis:
    Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  2. ●8
    Wie lässt sich die Teilgleichung Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  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

In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II?
Schritt für Schritt
  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.
  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

AchtungAusnahmen der Regeln für Oxidationszahlen übersehen

So nicht
In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II → In Wasser H₂O
So richtig
In welcher Verbindung hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl −II → Im Peroxid H₂O₂

Prüfe an der Formel, ob zwei gleiche Atome direkt aneinander gebunden sind.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
    So fängst du an:
    Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
    Lösung zeigen
    1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
    2. x + 4 · (−II) = −1.
    3. x = +VII
    Ergebnis:
    +VII
  2. ●11
    Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff in CO₃²⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 3 · (−II) = −2.
    3. x = +IV
    Ergebnis:
    +IV
  3. ★12
    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

5Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

MerkenRedoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen und ausgleichen. Dann Elektronenzahlen angleichen und addieren.

BeispielRedoxgleichungen mit Teilgleichungen aufstellen

Kupfer gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cu → Cu²⁺ + 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. Cu-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 1 ist 2.
  2. Cu-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
  3. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
Ergebnis:
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 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
    Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    So fängst du an:
    Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Zn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  2. ●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
  3. ★15
    Magnesium gibt Elektronen an Aluminium-Ionen ab: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ und Al³⁺ + 3 e⁻ → Al. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Mg-Gleichung mal 3, Al-Gleichung mal 2.
    3. 3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
    Ergebnis:
    3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al

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
  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.
  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

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 Pentan-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
  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 25 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) = 25 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 15,8 g
  1. n(MnO₂) = 25 g : 87 g/mol.
  2. n(Mangan) = 1 · n(MnO₂).
  3. m(Mangan) = n(Mangan) · 55 g/mol = 15,8 g
Ergebnis:
15,8 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 50 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?
    So fängst du an:
    n(SnO₂) = 50 g : 151 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(SnO₂) = 50 g : 151 g/mol.
    2. n(Zinn) = 1 · n(SnO₂).
    3. m(Zinn) = n(Zinn) · 119 g/mol = 39,4 g
    Ergebnis:
    39,4 g
  2. ●20
    Aus 20 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) = 20 g : 232 g/mol.
    2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
    3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 15,9 g
    Ergebnis:
    15,9 g
  3. ★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 Silicium, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. Die höchste Stufe ist +IV.
  1. Silicium hat 4 Außenelektronen.
  2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
  3. 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

  1. ○22
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +IV.
    Ergebnis:
    +IV
  2. ●23
    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
  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 15,0 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 · 0,0150 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,19 mol/L
  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

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
    25,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0100 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,020 mol/L
    Ergebnis:
    0,020 mol/L
  2. ●26
    20,0 mL Lösung mit Wasserstoffperoxid verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 24,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 mol/L. Es gilt 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O. Bestimme: Wie groß ist die Konzentration der Wasserstoffperoxid?
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0240 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0200 L = 0,030 mol/L
    Ergebnis:
    0,030 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
    1 mol Kalium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Kalium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 1 mol.
    3. n(e⁻) = 1 mol
    Ergebnis:
    1 mol
  2. ●29
    Welche Gleichung gibt die Reduktion von Eisen(III)-oxid mit Kohlenstoffmonooxid richtig wieder?
    Lösung zeigen
    1. Fe₂O₃ enthält drei Sauerstoffatome.
    2. Jedes CO nimmt eines auf und wird zu CO₂.
    3. Also 3 CO und 3 CO₂.
    Ergebnis:
    Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
  3. ●30
    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?
    Lösung zeigen
    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
  4. ●31
    Wie lässt sich die Teilgleichung Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    1. Wo stehen die Elektronen in Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻?
    2. Rechts: Das Teilchen gibt Elektronen ab.
    3. Das ist eine Oxidation.
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  5. ●32
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
    Lösung zeigen
    1. Reduktion ist Elektronenaufnahme.
    2. Von +3 auf +2 braucht es ein Elektron.
    3. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
    Ergebnis:
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  6. ●33
    Wie reagiert Pentan-3-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
    Warum lassen sich Metalle verformen, ohne zu zerbrechen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen

  2. 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

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in NO₂?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Chrom gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Cr → Cr³⁺ + 3 e⁻ und Ag⁺ + e⁻ → Ag. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag

  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
    Warum lässt sich Kupfer aus Kupferoxid mit Kohlenstoff gewinnen, Aluminium aus Aluminiumoxid aber nicht?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker

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

    41
    Welche höchste Oxidationsstufe kann Selen, das 6 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +VI

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

    42
    10,0 mL Lösung mit Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 15,0 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:
    0,060 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. 3 mol
  2. 0,3 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Magnesium scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  5. Ja, Eisen scheidet sich ab, und Magnesium geht als Ion in Lösung
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab
  8. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. +VII
  11. +IV
  12. +IV
  13. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  14. 2 Cr + 3 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 Fe
  15. 3 Mg + 2 Al³⁺ → 3 Mg²⁺ + 2 Al
  16. Die Aldehydgruppe
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 39,4 g
  20. 15,9 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. +IV
  23. −IV
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,020 mol/L
  26. 0,030 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 1 mol
  29. Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂
  30. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  31. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  32. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  33. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  34. Die Atomrümpfe gleiten aneinander vorbei, das Elektronengas hält sie zusammen
  35. Je unedler ein Metall ist, desto leichter gibt es Elektronen ab
  36. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  37. +IV
  38. Cr + 3 Ag⁺ → Cr³⁺ + 3 Ag
  39. Es entsteht zuerst ein Aldehyd, dann eine Carbonsäure
  40. Aluminium ist viel unedler als Kohlenstoff und bindet den Sauerstoff stärker
  41. +VI
  42. 0,060 mol/L