Elektronen zählen, Ladungen ausgleichen, Wasser nachtragen — bis links und rechts alles stimmt.
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Übungsaufgaben
Zehn Übungen zum Klicken, Zuordnen, Rechnen und Knobeln — von AFB I bis AFB III, mit einer Mix-Aufgabe aus früheren Unterkapiteln und einer Trickaufgabe. Jede Übung gibt sofort Rückmeldung; bei Schwierigkeiten helfen die gestuften Tipps.
A1
Protonen hier, Elektronen dort
AFB I
Ordnen Sie jedem Begriff aus der Säure-Base-Chemie den entsprechenden Begriff der Redoxchemie zu.
Klicken Sie links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
Beide Reaktionstypen folgen dem Donator-Akzeptor-Prinzip: Ein Teilchen gibt ab, ein anderes nimmt auf, und an jeder Reaktion sind zwei korrespondierende Paare beteiligt.
Donator = gibt ab, Akzeptor = nimmt auf.
Die Säure gibt ein Proton ab — welches Redox-Teilchen gibt Elektronen ab?
A2
Welche Teilgleichung ist was?
AFB I
Ordnen Sie die Teilgleichungen als Oxidation oder Reduktion ein.
Ziehen Sie jede Karte in den passenden Korb — oder wählen Sie sie mit Enter aus und drücken Sie dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1Oxidation
2Reduktion
Elektronen rechts = Abgabe = Oxidation, Elektronen links = Aufnahme = Reduktion. Auch Ionen können weiter oxidiert oder reduziert werden, z. B. Sn⁴⁺ → Sn²⁺.
Schauen Sie, auf welcher Seite die Elektronen stehen.
Vier Teilgleichungen sind Reduktionen.
A3
Wer nimmt die Elektronen?
AFB I
Gegeben sind drei Reaktionen: (1) \(\ce{Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}\), (2) \(\ce{Cl2 + 2 Br- -> 2 Cl- + Br2}\), (3) \(\ce{2 Fe^3+ + 2 I- -> 2 Fe^2+ + I2}\). Nennen Sie alle Edukt-Teilchen, die hier als Oxidationsmittel wirken.
Mehrere Antworten sind richtig. Markieren Sie alle zutreffenden und klicken Sie dann auf „Prüfen“.
Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert: \(\ce{Cu^2+}\) (+II → 0), \(\ce{Cl2}\) (0 → −I), \(\ce{Fe^3+}\) (+III → +II). Fe, \(\ce{Br-}\) und \(\ce{I-}\) geben Elektronen ab — sie sind Reduktionsmittel.
Suchen Sie die Teilchen, deren OZ sinkt.
In jeder Reaktion gibt es genau ein Oxidationsmittel.
A4
Sulfit wird zu Sulfat
AFB II
Stellen Sie die Teilgleichung für die Oxidation von Sulfit-Ionen zu Sulfat-Ionen in saurer Lösung auf.
Klicken Sie die Bausteine in der richtigen Reihenfolge an — sie wandern nacheinander in die Plätze. Ein Klick auf einen belegten Platz gibt den Baustein zurück.
S: +IV → +VI, also 2 Elektronen rechts. Ladung rechts: −2 − 2 = −4, links −2 → rechts 2 \(\ce{H3O+}\) ergänzen. Dann O und H: rechts 4 + 2 = 6 O und 6 H, also links 3 \(\ce{H2O}\): \(\ce{SO3^2- + 3 H2O -> SO4^2- + 2 H3O+ + 2 e-}\).
Erst die Elektronen aus der OZ-Änderung, dann die Ladung mit H₃O⁺.
Zum Schluss Wasser auf der Seite ergänzen, der O-Atome fehlen.
A5
Sauerstoff in saurer Lösung
AFB II
Erläutern Sie, wie man die Teilgleichung \(\ce{O2 + 4 H3O+ + 4 e- -> 6 H2O}\) aufstellt. Vervollständigen Sie den Text — vier Wörter bleiben übrig.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
Die OZ des Sauerstoffs sinkt von 0 auf ; ein O₂-Molekül nimmt also Elektronen auf. Links stehen jetzt vier negative Ladungen, rechts keine — deshalb ergänzt man links vier . Mit ihnen kommen zwölf H-Atome und vier O-Atome hinzu; rechts gleichen Wassermoleküle alles aus.
Übrig bleiben „−I“, „zwei“, „Hydroxid-Ionen“ und „acht“. In saurer Lösung gibt es praktisch keine \(\ce{OH-}\)-Ionen — ausgeglichen wird mit \(\ce{H3O+}\) und \(\ce{H2O}\). Probe: links 2 + 4 = 6 O und 12 H, rechts 6 O und 12 H.
Zwei O-Atome mit je zwei Elektronen.
Jedes H₃O⁺ bringt drei H- und ein O-Atom mit.
A6
Eisen(II) und Wasserstoffperoxid
AFB II
Wasserstoffperoxid oxidiert in saurer Lösung Eisen(II)- zu Eisen(III)-Ionen; dabei entsteht Wasser. Ermitteln Sie die Gesamtgleichung schrittweise.
Rechnen Sie die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt, negative Werte mit Minuszeichen.
Elektronen, die ein \(\ce{H2O2}\)-Molekül aufnimmt
Faktor für die Teilgleichung \(\ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}\)
Koeffizient von \(\ce{H3O+}\) in der Gesamtgleichung
Koeffizient von \(\ce{H2O}\) in der Gesamtgleichung
Was geschieht mit einem Teilchen, das Elektronen aufnimmt?
A8
Permanganat trifft Sulfit
AFB III
Eine Schülerin stellt die Gleichung für die Reaktion von Permanganat- mit Sulfit-Ionen in saurer Lösung auf. Überprüfen Sie ihren Rechenweg.
In diesem Text stecken Fehler. Klicken Sie genau die falschen Zeilen an — die richtigen müssen stehen bleiben.
Richtig ist \(\ce{2 MnO4- + 5 SO3^2- + 6 H3O+ -> 2 Mn^2+ + 5 SO4^2- + 9 H2O}\): 16 \(\ce{H3O+}\) aus der Reduktion minus 10 aus der Oxidation, 24 \(\ce{H2O}\) minus 15.
Rechnen Sie die Ladung rechts selbst nach.
Drei Zeilen sind falsch.
A9
Methanol wird oxidiert
AFB III
Dichromat-Ionen \(\ce{Cr2O7^2-}\) oxidieren Methanol \(\ce{CH3OH}\) in saurer Lösung zu Methanal \(\ce{HCHO}\); dabei entstehen \(\ce{Cr^3+}\)-Ionen. Entwickeln Sie die Redoxgleichung mit kleinsten ganzzahligen Koeffizienten und geben Sie den Koeffizienten von \(\ce{H2O}\) an.
Rechnen Sie selbst und tragen Sie das Ergebnis ein — Enter prüft direkt. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt.
Zwei Cr-Atome gehen von +VI auf +III: 6 Elektronen.
Nach dem Addieren H₃O⁺ und H₂O auf beiden Seiten kürzen.
A10
Trickaufgabe: Wie viele Elektronen?
TrickAFB III
Bestimmen Sie für jede Gleichung, wie viele Elektronen bei einem Formelumsatz insgesamt übertragen werden.
Füllen Sie alle Felder aus und prüfen Sie dann. Enter in einem Feld prüft ebenfalls. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt.
Gleichung
übertragene Elektronen
\(\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}\)
\(\ce{Fe2O3 + 2 Al -> Al2O3 + 2 Fe}\)
\(\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}\)
\(\ce{Cl2 + 2 OH- -> Cl- + OCl- + H2O}\)
\(\ce{4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO + 6 H2O}\)
Zählen Sie nur eine Seite des Übergangs: Na 2 · 1, Al 2 · 3, \(\ce{O2}\) 2 · 2, N 4 · 5 (−III → +II). Die Falle steckt in Zeile 4: Das Chlor-Molekül überträgt ein Elektron von einem Cl-Atom auf das andere — nicht 2. Wer abgegebene und aufgenommene Elektronen addiert, zählt doppelt.
Elektronenzahl = OZ-Änderung · Zahl der Atome — nur für die Oxidation ODER die Reduktion.
Im Chlor-Beispiel gibt ein Cl-Atom ab, das andere nimmt auf.
