Typische Fehler — was oft schiefgeht

So wird oft gedacht: \(\mathrm{2\,Na}+\mathrm{Cl_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,NaCl}\) ist keine Oxidation, weil kein Sauerstoff beteiligt ist.

Richtig ist: Jedes Natrium-Atom gibt ein Elektron ab: \(\mathrm{Na}\longrightarrow\mathrm{ Na^+}+\mathrm{e^-}\). Natrium wird oxidiert, Chlor reduziert.

Oxidation = Elektronenabgabe. Der Partner muss nicht Sauerstoff sein.

So wird oft gedacht: Oxidation von Calcium: \(\mathrm{Ca}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ Ca^{2+}}\)

Richtig ist: \(\mathrm{Ca}\longrightarrow\mathrm{ Ca^{2+}}+\mathrm{2\,e^-}\). Wer Elektronen abgibt, hat sie hinterher nicht mehr — sie stehen auf der Produktseite. Links wäre die Ladung sonst \(-2\), rechts \(+2\).

Oxidation: e⁻ rechts. Reduktion: e⁻ links.

So wird oft gedacht: \(\mathrm{Al}\longrightarrow\mathrm{ Al^{3+}}+\mathrm{2\,e^-}\)

Richtig ist: \(\mathrm{Al}\longrightarrow\mathrm{ Al^{3+}}+\mathrm{3\,e^-}\). Kontrolle: links \(0\), rechts \((+3)+3\cdot(-1)=0\). Mit 2 Elektronen bliebe rechts \(+1\) übrig.

Ionenladung = Zahl der Elektronen. Links und rechts dieselbe Gesamtladung.

So wird oft gedacht: Reduktion von Chlor: \(\mathrm{Cl}+\mathrm{e^-}\longrightarrow\mathrm{ Cl^-}\)

Richtig ist: Chlor besteht aus Molekülen: \(\mathrm{Cl_2}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Cl^-}\). Ebenso \(\mathrm{O_2}+\mathrm{4\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,O^{2-}}\) und \(\mathrm{I_2}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,I^-}\).

H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ immer als Molekül — dann Elektronen verdoppeln.

So wird oft gedacht: Bei \(\mathrm{Mg}+\mathrm{S}\longrightarrow\mathrm{ MgS}\) ist Magnesium das Oxidationsmittel, weil es oxidiert wird.

Richtig ist: Magnesium gibt Elektronen ab, reduziert damit den Schwefel und ist das Reduktionsmittel — dabei wird es selbst oxidiert. Schwefel ist das Oxidationsmittel.

Reduktionsmittel = Elektronendonator, wird oxidiert.

So wird oft gedacht: Aluminium und Chlor: \(\mathrm{Al}+\mathrm{Cl_2}\longrightarrow\mathrm{ AlCl_2}\)

Richtig ist: Al gibt 3 Elektronen ab, \(\mathrm{Cl_2}\) nimmt 2 auf. kgV(3, 2) = 6: \(\mathrm{2\,Al}+\mathrm{3\,Cl_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,AlCl_3}\). Das Salz enthält \(\mathrm{Al^{3+}}\) und \(\mathrm{Cl^-}\) im Verhältnis 1 : 3.

Faktoren über das kgV: abgegebene = aufgenommene Elektronen.

So wird oft gedacht: Gesamtgleichung: \(\mathrm{Zn}+\mathrm{Pb^{2+}}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ Zn^{2+}}+\mathrm{Pb}+\mathrm{2\,e^-}\)

Richtig ist: Die Elektronen stehen nach dem Addieren auf beiden Seiten gleich oft und werden gekürzt: \(\mathrm{Zn}+\mathrm{Pb^{2+}}\longrightarrow\mathrm{ Zn^{2+}}+\mathrm{Pb}\).

In der Gesamtgleichung stehen nie Elektronen. Bleiben welche übrig, stimmen die Faktoren nicht.

So wird oft gedacht: Kupfer ist edler als Zink, also scheidet ein Kupferblech Zink aus Zinksulfatlösung ab.

Richtig ist: Nur das unedlere Metall gibt Elektronen an die Ionen des edleren ab. Kupfer steht rechts von Zink — keine Reaktion. Umgekehrt scheidet Zink Kupfer ab.

Atom links in der Reihe, Ion rechts: Dann läuft es.

So wird oft gedacht: Ein Kupferblech in Salzsäure entwickelt Wasserstoff: \(\mathrm{Cu}+\mathrm{2\,H_3O^+}\longrightarrow\mathrm{ Cu^{2+}}+\mathrm{H_2}+\mathrm{2\,H_2O}\)

Richtig ist: Kupfer steht rechts vom Wasserstoff und kann Oxonium-Ionen keine Elektronen abgeben — es passiert nichts. Wasserstoff entsteht nur mit Metallen links von \(\mathrm{H_2}\), z. B. Zink oder Eisen.

Nur unedle Metalle links von H₂ bilden mit Säuren Wasserstoff.

So wird oft gedacht: \(\mathrm{H_2}+\mathrm{I_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,HI}\): \(\Delta E=E_{\text{Bilden}}-E_{\text{Spalten}}=598-587=+11\) kJ, also endotherm.

Richtig ist: \(\Delta E=E_{\text{Spalten}}-E_{\text{Bilden}}=(436+151)-2\cdot 299=587-598=-11\) kJ — schwach exotherm.

Spalten minus Bilden. Negativ = Energie wird frei = exotherm.

So wird oft gedacht: \(\mathrm{2\,H_2}+\mathrm{O_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,H_2O}\): Bilden \(=2\cdot 463=926\) kJ, also \(\Delta E=436+498-926=+8\) kJ.

Richtig ist: Zwei Wassermoleküle haben vier O–H-Bindungen, und es werden zwei H–H gespalten: \(\Delta E=(2\cdot 436+498)-4\cdot 463=1370-1852=-482\) kJ.

Bindungen pro Molekül mal Koeffizient — auf beiden Seiten.

So wird oft gedacht: \(\mathrm{Mg}+\mathrm{2\,H_3O^+}\longrightarrow\mathrm{ Mg^{2+}}+\mathrm{H_2}+\mathrm{2\,H_2O}\) ist eine Säure-Base-Reaktion, weil Salzsäure beteiligt ist.

Richtig ist: Magnesium wird zu \(\mathrm{Mg^{2+}}\) — es gibt Elektronen ab, die Oxonium-Ionen nehmen sie auf und bilden \(\mathrm{H_2}\). Das ist eine Redoxreaktion. Umgekehrt ist eine Fällung wie \(\mathrm{Ag^+}+\mathrm{Cl^-}\longrightarrow\mathrm{ AgCl}\) keine Redoxreaktion, obwohl ein Salz entsteht.

Nicht die Stoffnamen entscheiden, sondern was wandert: H⁺ oder e⁻.