7.1.1 Was sind Redoxreaktionen?

KSH-Chemie 7. Redoxreaktionen
7.1 Reduktion und Oxidation
7.1.1 Was sind Redoxreaktionen?
Aufgabe 1 Setze die Schutzbrille auf. Fülle ca. 10 mL Salzsäure aus der bereitliegenden Tropf-
flasche in das Becherglas. Gib das Magnesium in die Lösung. Was ist zu beobachten?
Was passiert mit den Magnesium-Atomen?
Es bildet sich ein Gas; die Probe erwärmt sich; das Magnesium löst sich allmählich auf.
Das Magnesium-Atom wird zu einem 2fach positiv geladenen Magnesium-Kation.
Aufgabe 2 Welches ist die oxidierte, welches die reduzierte Form?
a) Mg 2+ /Mg Mg 2+ = oxidierte Form b) O 2/O 2- O 2 = oxidierte Form
c) H 2/H + H + = oxidierte Form d) Ag/Ag + Ag + = oxidierte Form
Aufgabe 3 Formuliere die Reaktionsgleichung des Reduktions-, des Oxidationsvorganges sowie
der Gesamtreaktion der folgenden Redoxreaktion: Magnesium reagiert mit Fluor.
Oxidation: Mg –––––> Mg 2+ + 2 e –
Reduktion: F 2 + 2 e –
–––––> 2 F –
Gesamtreaktion: Mg + F 2 –––––> MgF 2
Aufgabe 4 Im Folgenden ist eine Redoxreaktion beschrieben. Bestimme mit Hilfe der Ladungen
der einzelnen Teilchen vor und nach dem Vorgang das Reduktions- und das Oxidati-
onsmittel. Notiere dann die Reaktionsgleichung der Reduktion und der Oxidation se-
parat. PbO 2(s) + Pb (s) 2 PbO (s)
Vor der Reaktion: Pb 4+ , O 2– , Pb 0
Nach der Reaktion: Pb 2+ , O 2–
Reduktion: Pb 4+ + 2e – –––> Pb 2+
Oxidation: Pb 0 –––> Pb 2+ + 2e –
Aufgabe 5 Formuliere für die Thermitreaktion die Reaktionsgleichung der Gesamtreaktion. Nut-
ze dazu die Angaben im einleitenden Text.
Al + Fe 2O 3 ––––> Fe + Al 2O 3
Aufgabe 6 Formuliere die Reaktionsgleichungen der Oxidation und der Reduktion.
Oxidation: Al –––> Al 3+ + 3e –
Reduktion: Fe 3+ + 3e – –––> Fe
Aufgabe 7 Identifiziere das Reduktions- und das Oxidationsmittel der Thermitreaktion.
Oxidationsmittel ist das Fe 3+ -Ion, Reduktionsmittel ist das Al-Atom.
P. Good 1

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7.1 Reduktion und Oxidation
7.1.2 Oxidationszahlen
Aufgabe 8 Ermittle die Oxidationszahlen jeder einzelnen Atomsorte in folgenden Substanzen:
a) CuO Cu: 2+ O: 2– b) Co 2S 3 Co: 3+ S: 2–
c) CaF 2 Ca: 2+ F: 1– d) Mg 3N 2 Mg: 2+ N: 3–
Aufgabe 9 Ermittle die Oxidationszahlen jeder einzelnen Atomsorte in folgenden Molekülen:
a) H 2O b) H 2O 2
H +I, O –II H +I, O –I
c) H 2CO 3 (Achtung: keine O-O-Bindungen) d) CH 3NH 2
H +I, C +IV, O –II H +I, C –II, N-III
Aufgabe 10 Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel? Begründe die Antwort mit Hilfe der Oxidati-
onszahl jedes einzelnen Atoms (Lewis-Formel des Perchlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.1;
jedes O-Atom hat zusätzlich zum bindenden Elektronenpaar je 3 nichtbindende Elekt-
ronenpaare).
10 Al (s) + 6 NH 4ClO 4 (s ––––––> 5 Al 2O 3(s) + 3 N 2 (g) + 6 HCl (g) + 9 H 2O (g)
vor der Reaktion: Al 0, N –III, H +I, Cl +VII, O –II
nach der Reaktion: Al 3+, N 0, H +I, Cl –I, O –II
das Oxidationsmittel wird reduziert. Reduziert wird das Chlor-Atom im Perchlorat-Ion: von OZ
+VII zu OZ –I
Aufgabe 11 Welches der folgenden beiden Teilchen ist das bessere Oxidationsmittel: Natriumhy-
pochlorit (NaClO) oder Natriumchlorit (NaClO 2)? (Lewis-Formeln von ClO – und ClO 2 – siehe
Abb. 7.1.2 a und b; sowohl Cl-Atome als auch O-Atome in beiden Teilchen haben so viele nichtbin-
dende Elektronenpaare, dass sie die Edelgasregel erfüllen)
–
Das Cl-Atom in beiden Teilchen hat einen Elektronenmangel; in ClO2 ist der Elektronenmangel
stärker als in ClO – –
, was man auch an der höheren OZ von Cl in ClO2 (OZ +III) gegenüber der
OZ(Cl)von +I in ClO – –
erkennt.ClO2 ist demnach das bessere Oxidationsmittel.
Aufgabe 12 Bestimme in folgenden Teilchen die Oxidationszahlen jedes einzelnen Atoms.
a) CH 3CHO (O doppelt an C gebunden) b) FeF 3 Fe 3+, F 1–
linkes C-Atom –III, rechtes C-Atom +I, O –II, alle H +I
c) SO 3 (Lewis-Formel siehe Abb. 7.1.3; jedes Atom hat Edelgasregel erfüllt)
S +VI, O –II
P. Good 2

KSH-Chemie 7. Redoxreaktionen
7.1 Reduktion und Oxidation
Aufgabe 13 Bestimme in folgenden Reaktionen die Atome, welche jeweils reduziert und oxidiert
werden. Ermittle alle dazu benötigten Oxidationszahlen.
a) 2 NO + O 2 –––––> 2 NO 2
vor der Reaktion: N +II, O in NO –II, O in O 2 0
nach der Reaktion: N +IV, O –II
N wird von der OZ +II zur OZ +IV oxidiert; O-Atome aus O 2 werden von der OZ 0 zur OZ –II re-
duziert.
b) Gummibärchen in Kaliumchlorat – Gummibärchen ≈ Glucose (Abb. 7.1.6); Lewis-Formel des
Chlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.7
C6H12O6 + 12 KClO3 –––––> 6 CO2 + 6 H2O + 12 KClO2 0
O +I
vor der Reaktion: Glucose: O –II, H +I, C-Atome: siehe nebenstehende Dar-
stellung, K 1+, Cl +V, O –II
nach der Reaktion: C +IV, O –II, H +I, K 1+, Cl +III
C-Atome werden von der OZ +I, 0 resp. –I zur OZ +IV oxidiert; das Cl-Atom
wird von der OZ +V zur OZ +III reduziert.
Aufgabe 14 Schliesse zwei Kabel korrekt an einem Multimeter an, so dass Spannungsmessungen
vorgenommen werden können. Befestige mit Hilfe einer Krokodilklemme an der einen
Elektrode den Eisennagel. Den anderen Pol versiehst du nacheinander mit verschie-
denen Metallelektroden. Halte deine Resultate in den ersten beiden Spalten der un-
tenstehenden Tabelle fest.
Vervollständige dann die Tabelle mit Resultaten anderer Gruppen.
Metall-Elektrode gemessene Span-
nung in Volt
Literaturwert (V)
bezogen auf Fe
Literaturwert (V)
bezogen auf H 2
Zinn (Sn) ... 0.28 -0.16
Aluminium (Al) ... -1.25 -1.69
Silber (Ag) ... 1.25 0.81
Zink (Zn) ... -0.32 -0.76
Blei (Pb) ... 0.31 -0.13
Kupfer (Cu) ... 0.79 0.35
Eisen (Fe) ... 0 -0.44
P. Good 3
O
H
O
H
–I
O
O
H
O
H
H

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7.1 Reduktion und Oxidation
Erstelle eine Rangliste der obigen Metalle. Ganz rechts soll das Metall aufgeführt
sein, welches die grösste Spannung im eben durchgeführten Experiment ergeben hat.
Al Zn Fe Sn Pb Cu Ag
Aufgabe 15 Können die folgenden Reaktionen ablaufen? Formuliere die entsprechenden Re-
doxgleichungen.
a) Al2O3 + 3 Ni ––––> 6 Al + NiO 3 nein, läuft nicht spontan ab, da Ni edler
als Al und Al bereits in oxidierter, Ni in reduzierter Form vorliegen.
b) Zn + SnCl 2 ––––> ZnCl 2 + Sn Ja, läuft spontan, da Sn edler als Zn ist
und Sn hier in oxidierter Form, Zn in reduzierter Form vorliegt.
Aufgabe 16 Welche der folgenden Redoxreaktionen laufen spontan ab?
(Spontane Redoxreaktionen sind an der Stellung ‚links oben – rechts unten’ der Reaktanden in der
Redoxreihe erkennbar.)
a) Mg 2+ + Fe ––––> Fe 2+ + Mg nicht spontan
b) Ni + H 3O + ––––> Ni 2+ - H 2 + 2 H 2O spontan
c) 2 Fe + 3 2 ––––> I 2 FeI 3
nicht spontan, Reaktion zu FeI 2
hingegen wäre spontan
d) 4 NaOH + 2 SnCl 2 ––––> O 2 + 2 H 2O + 4 NaCl + 2 Sn
nicht spontan
Aufgabe 17 Notiere die Reaktionsgleichungen der Reduktion, Oxidation und der Gesamtreaktion
der spontanen Redoxreaktionen zwischen den folgenden Edukten. Falls mehrere Re-
aktionen möglich sind, entscheide dich für die heftigste.
a) Kalium in einer FeCl 2-Schmelze
Oxidation: K ––––> K + + e –
Reduktion: Fe 2+ + 2 e – ––––> Fe
Gesamtreaktion: 2 K + Fe 2+ ––––> 2 K + + Fe
oder 2 K + FeCl 2 ––––> 2 KCl + Fe
b) Gold in einer wässrigen MnF 3-Lösung
Oxidation: 6 H 2O ––––> O 2 + 4 H 3O + + 4 e –
P. Good 4

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7.1 Reduktion und Oxidation
Reduktion: Mn 3+ + e – ––––> Mn 2+
Gesamtreaktion: 6 H 2O + 4 Mn 3+ ––––> O 2 + 4 H 3O + + 4 Mn 2+
c) Pb in einer sauren Lösung aus Kaliumpermanganat (KMnO 4)
Oxidation: Pb ––––> Pb 2+ + 2 e –
–
Reduktion: MnO4 + 8 H3O + + 5 e – ––––> Mn 2+ + 12 H2O –
Gesamtreaktion: 5 Pb + 2 MnO4 + 16 H3O + ––––> 5 Pb 2+ + 2 Mn 2+ + 24 H2O d) HCl (aq.) + Al
Oxidation: Al ––––> Al 3+ + 3 e –
Reduktion: 2 H 3O + + 2 e – ––––> H 2 + 2 H 2O
Gesamtreaktion: 2 Al + 6 H 3O + ––––> 2 Al 3+ + 3 H 2 + 6 H 2O
oder 2 Al + 6 H 3O + + 6 Cl – ––––> 2 AlCl 3 + 3 H 2 + 6 H 2O
e) Blei in einer Zinn(IV)-chlorid-Schmelze
Oxidation: Pb ––––> Pb 2+ + 2 e –
Reduktion: Sn 4+ + 2 e – ––––> Sn 2+
Gesamtreaktion: Pb + Sn 4+ ––––> Pb 2+ + Sn 2+
oder Pb + SnCl 4 ––––> PbCl 2 + SnCl 2
Aufgabe 18 Eine Silber(I)-hydroxid-Lösung ist nicht stabil. Notiere die entsprechenden Reakti-
onsgleichungen.
Oxidation: 4 OH – ––––> O 2 + 2 H 2O + 4 e –
Reduktion: 4 Ag + + 4 e – ––––> 4 Ag
Gesamtreaktion: 4 OH – + 4 Ag + ––––> O 2 + 2 H 2O + 4 Ag
oder 4 AgOH ––––> O 2 + 2 H 2O + 4 Ag
P. Good 5