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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

0,5 mol Calcium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
Schritt für Schritt
  1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
  3. n(e⁻) = 1 mol
  1. Calcium hat 2 Valenzelektronen.
  2. n(e⁻) = 2 · 0,5 mol.
  3. n(e⁻) = 1 mol
Ergebnis:
1 mol

AchtungValenzelektronen mit allen Elektronen oder mit Eins gleichgesetzt

So nicht
Ein Magnesiumatom liefert ein Elektron an das Elektronengas.
So richtig
Magnesium hat zwei Valenzelektronen und liefert zwei Elektronen an das Elektronengas.

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

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    0,1 mol 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 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,2 mol
    Ergebnis:
    0,2 mol
  2. ●2
    2 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 · 2 mol.
    3. n(e⁻) = 2 mol
    Ergebnis:
    2 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 Silber wird in eine Lösung mit Pb²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Blei −0,13 V. Läuft eine Reaktion ab?
Schritt für Schritt
  1. Verglichen werden +0,80 V und −0,13 V.
  2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
  1. Verglichen werden +0,80 V und −0,13 V.
  2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
  3. Es läuft keine Reaktion ab.
Ergebnis:
Nein, Blei 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

  1. ○4
    Ein Blech aus Silber wird in eine Lösung mit Ni²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Silber +0,80 V, Nickel −0,26 V. Läuft eine Reaktion ab?
    So fängst du an:
    Verglichen werden +0,80 V und −0,26 V.
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden +0,80 V und −0,26 V.
    2. Silber hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  2. ●5
    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
  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

Natrium reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid. Welche Aussage über das Natriumatom ist richtig?
Schritt für Schritt
  1. Natrium wird zum Na⁺-Ion.
  2. Dabei gibt es ein Elektron ab.
  3. Elektronenabgabe heißt Oxidation.
  1. Natrium wird zum Na⁺-Ion.
  2. Dabei gibt es ein Elektron ab.
  3. Elektronenabgabe heißt Oxidation.
Ergebnis:
Es gibt ein Elektron ab und wird oxidiert

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

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion MnO₄⁻?
Schritt für Schritt
  1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
  2. x + 4 · (−II) = −1.
  3. x = +VII
  1. Die Summe der Oxidationszahlen ist −1, die Ladung des Ions.
  2. x + 4 · (−II) = −1.
  3. 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

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

Zinn gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
Schritt für Schritt
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
  2. Sn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
  3. 3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
  1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
  2. Sn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
  3. 3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au
Ergebnis:
3 Sn + 2 Au³⁺ → 3 Sn²⁺ + 2 Au

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
    Zinn gibt Elektronen an Silber-Ionen ab: Sn → Sn²⁺ + 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. Sn-Gleichung mal 1, Ag-Gleichung mal 2.
    3. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
    Ergebnis:
    Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  2. ●14
    Zink gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Zn-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  3. ★15
    Wie bildet man aus Al → Al³⁺ + 3 e⁻ und Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Aluminium gibt drei Elektronen ab, Kupfer nimmt zwei auf.
    2. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist 6.
    3. Also 2 Al und 3 Cu²⁺: 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
    Ergebnis:
    Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren

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

MerkenAlkanole und Aldehyde

Primäre Alkanole oxidieren zu Alkanal und Alkansäure.

Sekundäre werden zu Ketonen, tertiäre nicht.

BeispielOxidationsreihe vom Alkanol zur Alkansäure und Aldehydnachweis

Wie reagiert Propan-1-ol 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

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 Butan-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 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
  2. ●17
    Wie reagiert Propan-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 100 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?
Schritt für Schritt
  1. n(CuO) = 100 g : 80 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 80,0 g
  1. n(CuO) = 100 g : 80 g/mol.
  2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
  3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 80,0 g
Ergebnis:
80,0 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 25 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) = 25 g : 160 g/mol.
    Lösung zeigen
    1. n(Fe₂O₃) = 25 g : 160 g/mol.
    2. n(Eisen) = 2 · n(Fe₂O₃).
    3. m(Eisen) = n(Eisen) · 56 g/mol = 17,5 g
    Ergebnis:
    17,5 g
  2. ●20
    Aus 10 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) = 10 g : 80 g/mol.
    2. n(Kupfer) = 1 · n(CuO).
    3. m(Kupfer) = n(Kupfer) · 64 g/mol = 8,0 g
    Ergebnis:
    8,0 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 niedrigste Oxidationsstufe kann Kohlenstoff, das 4 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
Schritt für Schritt
  1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste Stufe ist −IV.
  1. Kohlenstoff hat 4 Außenelektronen.
  2. Zur Achterschale fehlen 4 Elektronen.
  3. Die niedrigste 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 Stickstoff, das 5 Außenelektronen besitzt, in Verbindungen annehmen?
    So fängst du an:
    Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    Lösung zeigen
    1. Stickstoff hat 5 Außenelektronen.
    2. Gibt es alle ab, steht die Zahl als Pluswert da.
    3. Die höchste Stufe ist +V.
    Ergebnis:
    +V
  2. ●23
    Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?
    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
  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 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?
Schritt für Schritt
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,060 mol/L
  1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0240 L.
  2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
  3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,060 mol/L
Ergebnis:
0,060 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 Thiosulfat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 16,0 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?
    So fängst du an:
    n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
    Lösung zeigen
    1. n(Titrant) = 0,020 mol/L · 0,0160 L.
    2. n(Analyt) = 2 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0100 L = 0,064 mol/L
    Ergebnis:
    0,064 mol/L
  2. ●26
    25,0 mL Lösung mit Oxalat-Ionen verbrauchen bis zum Äquivalenzpunkt 10,0 mL Permanganatlösung mit c = 0,010 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
    1. n(Titrant) = 0,010 mol/L · 0,0100 L.
    2. n(Analyt) = 2,5 · n(Titrant), laut Gleichung.
    3. c(Analyt) = n(Analyt) : 0,0250 L = 0,010 mol/L
    Ergebnis:
    0,010 mol/L
  3. ★27
    Vitamin C reagiert mit Iod zu Dehydroascorbinsäure und Iodid-Ionen. Wie ändert sich die Oxidationszahl der Iodatome?
    Lösung zeigen
    1. Iod liegt als I₂ vor, Oxidationszahl 0.
    2. Im Iodid-Ion I⁻ beträgt sie −I.
    3. Die Oxidationszahl sinkt, also wird Iod reduziert.
    Ergebnis:
    Von 0 nach −I, Iod wird reduziert

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●28
    0,1 mol Natrium-Atome geben im Metallgitter ihre Valenzelektronen an das Elektronengas ab. Bestimme: Wie viel Stoffmenge an Elektronen sind das?
    Lösung zeigen
    1. Natrium hat 1 Valenzelektron.
    2. n(e⁻) = 1 · 0,1 mol.
    3. n(e⁻) = 0,1 mol
    Ergebnis:
    0,1 mol
  2. ●29
    Aus 50 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) = 50 g : 232 g/mol.
    2. n(Wolfram) = 1 · n(WO₃).
    3. m(Wolfram) = n(Wolfram) · 184 g/mol = 39,7 g
    Ergebnis:
    39,7 g
  3. ●30
    Ein Blech aus Nickel wird in eine Lösung mit Zn²⁺-Ionen getaucht. Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Zink −0,76 V. Läuft eine Reaktion ab?
    Lösung zeigen
    1. Verglichen werden −0,26 V und −0,76 V.
    2. Nickel hat das größere Potenzial und gibt keine Elektronen ab.
    3. Es läuft keine Reaktion ab.
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  4. ●31
    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
  5. ●32
    Welche Oxidationszahl hat Mangan in MnO₄²⁻?
    Lösung zeigen
    1. Wasserstoff hat +I, Sauerstoff hat −II.
    2. x + 4 · (−II) = −2.
    3. x = +VI
    Ergebnis:
    +VI
  6. ●33
    Nickel gibt Elektronen an Gold-Ionen ab: Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ und Au³⁺ + 3 e⁻ → Au. Wie lautet die Gesamtgleichung?
    Lösung zeigen
    1. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6.
    2. Ni-Gleichung mal 3, Au-Gleichung mal 2.
    3. 3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
    Ergebnis:
    3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au

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

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

    35
    Ein 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
    Ergebnis:
    Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest

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

    36
    Wie lässt sich die Teilgleichung H₂ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ beschreiben?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab

  4. Ich bestimme Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Verbindungen.

    37
    Welche Oxidationszahl hat Schwefel in SO₃²⁻?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    +IV

  5. Ich stelle Redoxgleichungen mit Teilgleichungen auf.

    38
    Welche Teilgleichung beschreibt die Reduktion von Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

  6. 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

  7. Ich erkläre die Gewinnung eines Metalls als Redoxreaktion.

    40
    Aus 100 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
    Ergebnis:
    79,3 g

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

    41
    Mangan tritt mit den Oxidationsstufen von +II bis +VII auf, Calcium nur als +II. Warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden

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

    42
    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
    Ergebnis:
    0,20 mol/L

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

Wörter

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

Lösungen

  1. 0,2 mol
  2. 2 mol
  3. Fremdatome stören die Gitterebenen, sodass sie schwerer aneinander gleiten
  4. Nein, Nickel scheidet sich nicht ab, Silber bleibt fest
  5. Rotes Kupfer scheidet sich ab, denn Zink ist unedler
  6. Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
  7. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  8. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  9. Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
  10. Im Peroxid H₂O₂
  11. +VI
  12. −III und −I
  13. Sn + 2 Ag⁺ → Sn²⁺ + 2 Ag
  14. 3 Zn + 2 Au³⁺ → 3 Zn²⁺ + 2 Au
  15. Die erste Gleichung mit 2 und die zweite mit 3 multiplizieren, dann addieren
  16. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  17. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  18. Das Carbonylkohlenstoffatom trägt kein Wasserstoffatom, das sich oxidieren ließe
  19. 17,5 g
  20. 8,0 g
  21. Aluminium-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu Aluminium reduziert
  22. +V
  23. Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
  24. Von −I bis +VII
  25. 0,064 mol/L
  26. 0,010 mol/L
  27. Von 0 nach −I, Iod wird reduziert
  28. 0,1 mol
  29. 39,7 g
  30. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Nickel bleibt fest
  31. Reduktion, das Teilchen nimmt Elektronen auf
  32. +VI
  33. 3 Ni + 2 Au³⁺ → 3 Ni²⁺ + 2 Au
  34. 1 mol
  35. Nein, Zink scheidet sich nicht ab, Kupfer bleibt fest
  36. Oxidation, das Teilchen gibt Elektronen ab
  37. +IV
  38. Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
  39. Es entsteht ein Keton, das nicht weiter oxidiert wird
  40. 79,3 g
  41. Bei Mangan können neben den s-Elektronen auch d-Elektronen abgegeben werden
  42. 0,20 mol/L