Lernprogramm zum Erstellen von Redoxgleichungen 2 HNO 3 + Cu 2 NO 2 + CuO + H 2 O Cu HNO 3 NO 2 ? H2OH2O ! ?

Lernprogramm zum Erstellen von Redoxgleichungen

2 HNO3 + Cu 2 NO2 + CuO + H2O

Cu HNO3

NO2

?H2O

! ?

Rein ins Übungsprogramm!

Mit dem Zeichen, das hier (bei Mausbewegung) erscheint, kann man das Programm jederzeit beenden.

Bedienungsanleitung zum Lernprogramm:• Das Pflichtprogramm (9 Regeln mit dazugehörigen Übungen) muss

seitenweise durchgearbeitet werden. Dabei immer alle Interaktionen: aufmerksam durchführen!(Zuerst lesen und nachdenken, dann anklicken! Die Interaktionen lassen sich leider nicht wiederholen! Zuviele Mausklicks führen u.U. auf falsche Seiten.)

Nach Erarbeiten einer Regel (incl. Beispiel) zur weiterklicken!

Die dunkelgrünen Schaltflächen dienen zum Vor- und Zurückblättern im Hauptprogramm:

• Bei allen rot unterlegten Begriffen erscheint entweder eine Kurzerklärung oder man kommt durch Anklicken zu einer ausführlichen Erklärung, so dass Wissenslücken aufgefüllt werden können (= Zusatzprogramm mit hellgrünen Pfeilen: usw.)

• Zettel und Stift für die Übungen bereithalten!

Übung

zurück

Hier findet man außerdem ein Inhaltsverzeichnis (=Gehe zu->Foliennavigator)

Grundsätzliches zu den Redoxgleichungen:

• Bei der Erstellung einer Redoxgleichung arbeitet man ausschließlich mit den reagierenden Teilchen, d. h. Begleitionen werden weggelassen (oder höchstens ganz am Schluss dazugeschrieben)!

• Nachdem man die Oxidationszahlen der beteiligten Atome ermittelt hat, formuliert man in zwei getrennten Arbeitsgängen zwei Teilgleichungen (Oxidations- und Reduktionsgleichung), die anschließend zur eigentlichen Redoxgleichung „addiert“ werden.

• Die Regeln dieser Übung müssen in genau der angegebenen Reihenfolge befolgt und gelernt werden, weil alle Arbeitsschritte aufeinander aufbauen!

So, jetzt geht´s richtig los:

Schritt Regel Nr. 1 Beispiel

1

Man gibt zuerst die reagierenden Edukte und die entstehenden Produkte in einer „unvollständigen“ Reaktionsgleichung an.

Symbol: --->

(immer ohne Begleit-Ionen!!!)

Permanganganat-Ionen (MnO4-)

reagieren mit Sulfit-Ionen (SO32-)

zu Mangan(II)-Ionen (Mn2+) und Sulfat-Ionen (SO4

2-) :

+ ---> +

Zur Übung

MnO4- SO3

2- Mn2+ SO42-

Langsam 4x

anklicken

Regel2Schritt Regel Nr. 2 Beispiel

Mit Hilfe der Oxidations-zahl wird ermittelt, welche Teilchen oxidiert bzw. reduziert werden und Redoxpaare festgelegt:

1

Oxidationszahlen ermitteln und über die Elemente schreiben: MnO4

- + SO32- ---> Mn2+ + SO4

2-

(Die OZ der Sauerstoffatome verändern sich nicht und werden wegen besserer Übersichtlich-keit hier weggelassen )

4x

anklicken

2

Ermitteln der Redoxpaare und Festlegen der Begriffe Oxidation und Reduktion

MnO4- + SO3

2- ---> Mn2+ + SO42- 8x

anklicken

Zur Übung

+VII +IV +II +VI

+VII +IV +II +VI

ReduktionOxidation


Man zerlegt nun die Re-aktionsgleichung in zwei Teilgleichungen, die separat bearbeitet werden und ganz am Ende zur Redox-gleichung „addiert“ werden.

1

1. Unvollständige

Teilgleichung:

Reduktion:1x klicken1

2

2. Unvollständige

Teilgleichunge:

Oxidation:1x klicken!

MnO4- + SO3

2- ---> Mn2+ + SO42-

+VII +IV +II +VI

ReduktionOxidation

MnO4- ---> Mn2+

+VII +II

SO32- ---> SO4

2-

+IV +VI

Zur Übung


Ermittlung der Elektronenzahlen:

Die Differenz der Oxidations-zahlen (ggf. multipliziert mit dem Index/Koeffizient – siehe Übung) ergibt die Anzahl der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen in jeder Teilgleichung:

4x klicken!

1

Reduktion:Da bei einer ReduktionElektronen aufgenommenwerden, müssen diese links vomReaktionspfeil stehen.

1x klicken!

2

Oxidation:Da bei einer OxidationElektronen abgegebenwerden, müssen diese rechts vom Reaktionspfeil stehen.

1x klicken!

Zur Übung

Red.: MnO4- ---> Mn2+

+VII +II

Ox.: SO32- ---> SO4

2-

+IV +VI

OZ = 5

OZ = 2

Red.: MnO4- + 5e- ---> Mn2+

Ox.: SO32- ---> SO4

2- + 2e-


Ladungsbilanz ausgleichen:

Die Summe aller Ladungen (also Ionen- und Elektronenladungen) auf der linken Seite wird mit der Summe aller Ladungen auf der rechten Seite verglichen. Dann wird die Differenz (in sauren und neutralen Lösungen) mit Oxonium- oder (in alkalischen Lösungen) mit Hydroxidionen ausgeglichen.

Da in der Angabe nichts weiter über das Milieu der Lösung stand, kann man annehmen, dass es sich um eine neutrale Lösung handelt; somit muss in diesem Beispiel mit Oxoniumionen ausgeglichen werden.

1

Reduktion:Summe aller Ladungen links: - 6

Summe aller Ladungen rechts: +2 MnO4- + 5e- ---> Mn2+

4x klicken!

2

Oxidation:Summe aller Ladungen links: -2

Summe aller Ladungen rechts: -4 SO32- ---> SO4

2- + 2e-4x klicken!

Zur Übung

+ 8H3O+

Differenz: +8 (links: 8H3O+) Summe: +2 = +2

Differenz: -2 (rechts: 2H3O+)

-2 =Summe: -2

+ 2H3O+


Atombilanz ausgleichen

Die Anzahl der Sauerstoff- oder Wasserstoff-Atome auf der linken Seite mit der auf der rechten Seite vergleichen: Die Differenz wird mit Wasser-molekülen ausgeglichen.

Merke: Nach dem Ausgleich müssen links und rechts in der Reaktionsgleichung gleich viele Atome stehen!

1

Reduktion:Anzahl der Sauerstoffatome links: 12

Anzahl der Sauerstoffatome rechts: 0MnO4

-+5e-+ 8H3O+ Mn2+ +

2

Oxidation:Anzahl der Sauerstoffatome links: 3

Anzahl der Sauerstoffatome rechts: 6SO3

2- + SO42- + 2e- + 2H3O+

Zur Übung

Differenz: - 12

Differenz: 3

2x klicken!

2x klicken!

12H2O

3H2O


Elektronenzahlen in den zwei Teilreaktionen angleichen.

Aus den zwei Elektronenzahlen der beiden Teilgleichungen wird das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) ermittelt und die Teilgleichungen werden entsprechende erweitert:

1

Red.: 5 x2

10 (=kgV)

Ox.: 2 x5

MnO4-+5e- + 8H3O+ Mn2+ + 12H2O x2

SO32- + 3H2O SO4

2- + 2e- + 2H3O+ x5

2Erweiterte Teilreaktionen:

2MnO4-+10e- + 16H3O+ 2Mn2+ + 24H2O

5SO32- + 15H2O 5SO4

2- + 10e- + 10H3O+

Zur Übung


Teilgleichungen „addieren“

Die Redoxgleichung wird erstellt, indem man die Teilgleichungen „addiert“, wobei die Elektronen und alle „überzähligen“ Ionen „wegfallen“:

2MnO4-+10e- + 16H3O+ 2Mn2+ + 24H2O

5SO32- + 15H2O 5SO4

2- + 10e- + 10H3O+

1„addierte“ Teilgleichungen: 2MnO4

- + 16H3O+ + 5SO32- + 15H2O

2Mn2+ + 24H2O + 5SO42- + 10H3O+

2Redox: (um überzählige Ionen gekürzt)

2MnO4- + 6H3O+ + 5SO3

2-

2Mn2+ + 9H2O + 5SO42-

Zur Übung


Wichtig am Schluss noch die Probe durchführen!

Also kontrollieren, ob in der Redoxgleichung die Atom- und Ladungsbilanzen stimmen!

1Atombilanz:

z.B.:

2MnO4- + 6H3O+ + 5SO3

2- 2Mn2+ + 9H2O + 5SO42-

18H 18H

2Ladungsbilanz: 2MnO4

- + 6H3O+ + 5SO3

2- 2Mn 2+ + 9H2O + 5SO42-

-6 -6

weiter

Glückwunsch!

Du hast dich tatsächlich durch das ganze Lernprogramm hindurchgearbeitet und bekommst hiermit das „Redoxdiplom“ verliehen!

Mit dem Zeichen, das hier bei Mausbewegung erscheint, kann das Programm beendet werden.

Übung zu Regel Nr. 1

Kaliumdichromat (Ion: Cr2O7 2- ) wird durch Eisen-(II)-chlorid (FeCl2)

zu grünen Chrom-(III)-Ionen (Cr3+ ) reduziert. Als zweites Produkt entstehen Eisen-(III)-Ionen Fe 3+ .

Aufgabe: Gib die Edukte sowie die Produkte in der unvollständigen Gleichungsform an!

Lösung

Zurück zum Hauptprogramm

Lösung zu Übung/Regel 1:

Cr2O7 2- + Fe 2+ ---> Cr 3+ + Fe 3+

zurück

Aus Dichromationen (Cr2O7 2- ) und Eisen-(II)-ionen bilden sich grüne

Chrom-(III)-Ionen und Eisen-(III)-Ionen.

Aufgabe: Formuliere die unvollständige Gleichung und ermitttle die Oxidationszahlen sowie die Redoxpaare!

Lösung



Cr2O7 2- + Fe 2+ ---> Cr 3+ + Fe 3+

+VI +II +III

zurück

Reduktion

Oxidation


+III

Redoxpaare: Cr2O7 2- / Cr 3+ und Fe2+/Fe3+

Lösung


Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen, wobei Chrom(III)-Ionen sowie Eisen(III)-Ionen entstehen...

Aufgabe: Formuliere die unvollständigen Teilgleichungen (Red., Ox.)!


zurück

Red.: Cr2O7 2- ---> Cr 3+

Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+



Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen, wobei Chrom(III)-Ionen sowie Eisen(III)-Ionen entstehen...

Aufgabe:

Ermittle für die unvollständigen Teilgleichungen (Red., Ox.) die Elektronenzahlen und schreibe sie auf der richtigen Seite dazu!ACHTUNG: Da auf der linken Seite der Reduktionsgleichung zwei Chromatome

(Cr2O7 2-) stehen, die beide reduziert werden, muss man zuerst auf der rechten

Seite mit einem Koeffizienten 2 die Atombilanz ausgleichen

(Cr2O7 2- ---> 2 Cr 3+ )

und folgerichtig dann auch die Differenz der OZ mit 2 multiplizieren, um die Elektronenzahl zu erhalten!

Lösung


• Red.: Cr2O7 2- + 6e- ---> 2 Cr 3+ (2x OZ = 6)

• Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+ + e-


zurück

+VI +III

+II +III

Lösung

Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen, wobei Chrom(III)-Ionen sowie Eisen(III)-Ionen entstehen... Die Reaktion läuft in saurem Milieu ab!

Aufgabe: Führe den Ladungsausgleich bei den beiden Teilgleichungen durch!

(Achte darauf, ob die Oxonium-Ionen nach links oder nach rechts geschrieben werden müssen... Hinterher muss auf alle Fälle links und rechts die gleiche Anzahl Ladungen stehen.)

1. Übung zu Regel Nr. 5

Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+

Ladungssumme: +6 = +6

Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+ + e-

(kein Ladungsausgleich nötig)

Lösung zu Übung/Regel 5/1:

Zur nächsten Übung!

zurück

2. Übung zu Regel Nr. 5

• Diese 2. Übung ist notwendig, weil man nur in sauren und neutralen Lösungen – wie gerade geübt – mit Oxonium-Ionen ausgleicht.

• In alkalischen Lösungen wird dagegen mit Hydroxid-Ionen ausgeglichen; dazu folgende Aufgabe:

• Ergänze nachstehende Teilgleichungen erst um die Elektronenzahl (dazu musst du die OZ ermitteln!) und führe dann – wo nötig - den Ladungsausgleich mit Hydroxid-Ionen durch!

• Red.: MnO4- ---> MnO4

2-

• Ox.: SO32- ---> SO4

2-


Lösung

Lösung zu Übung/Regel 5/2:

• Red.: MnO4- + e- ---> MnO4

2- (kein Ladungsausgleich nötig!)

• Ox.: SO32- + 2OH- ---> SO4

2- + 2e-

4- = 4-

Wenn´s richtig war, dann hast du die größte Hürde schon geschafft!

Wenn nicht, dann wiederhole die Regel samt den zwei Übungen lieber noch einmal.

zurück


• Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen...

• Aufgabe:

Gleiche die Atombilanz in den beiden Teilgleichungen auf deinem Blatt Papier aus!

Lösung



zurück

Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+ + 21H2O

Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+ + e- (kein Ausgleich nötig)

• Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen...

• Aufgabe:

Erweitere die zwei Teilgleichungen so, dass die Elektronenzahlen übereinstimmen!


Lösung



Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+ + 21H2O

Ox.: 6Fe 2+ ---> 6Fe 3+ + 6e-

zurück


• Aufgabe:

• Erstelle aus den beiden Teilgleichungen die fertige Redoxreaktion!

Lösung



Redox: Cr2O7 2- + 14 H3O+ + 6Fe 2+ 2Cr 3+ + 21H2O + 6Fe 3+

zurück

(trotzdem noch Regel 9 durchlesen!)

• Oxidation:

Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl (OZ) an

• Reduktion:

Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl

(OZ) ab

3 -

2 -

1 -

0 -

-1 -

-2 -

-3 - zurück

OZ

• Die römische Ziffer gibt die Oxidationszahl des davorstehenden Ions an.

• Bsp.: Bei Eisen-(III)-chlorid liegen Fe 3+ -Ionen vor.

(Daraus lässt sich wiederum die Formel für Eisen- (III)-chlorid erschließen, wenn man weiß, dass Chlorid-Ionen einwertig sind: Cl- )

FeCl3

zurück

Begleit-Ionen• Begleit-Ionen liegen vor und nach der Reaktion

unverändert (und hydratisiert) vor und werden weggelassen:

Bsp.: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- 2H2O + Na+ + Cl-

kurz: H3O+ + OH- 2H2O

• Übungsbeispiel: Leitet man durch eine Natriumbromidlösung Chlorgas hindurch, entstehen eine Natriumchloridlösung und elementares Brom. Aufgaben:a) Formuliere die Reaktionsgleichung mit allen beteiligten

einzelnen Teilchen! b) Kürze die Gleichung um die Begleit-Ionen!

Lösung

Lösung


Begleit-Ionen• Begleit-Ionen liegen vor und nach der Reaktion

unverändert (und hydratisiert) vor und werden weggelassen:

Bsp.: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- 2H2O + Na+ + Cl-

kurz: H3O+ + OH- 2H2O

• Übungsbeispiel: Leitet man durch eine Natriumbromidlösung Chlorgas hindurch, entstehen eine Natriumchloridlösung und elementares Brom. Aufgaben:a) Formuliere die Reaktionsgleichung mit allen beteiligten

einzelnen Teilchen! b) Kürze die Gleichung um die Begleit-Ionen!

Lösung

Lösung


Lösung:

• 2Na+ + 2Br- + Cl2 2Na+ + 2Cl- + Br2

zurück

Lösung:

2Br- + Cl2 2Cl- + Br2

zurück

Oxidationszahl• Die Oxidationszahl beschreibt die Oxidationsstufe, in der

sich ein Atom befindet und ist eine formale Hilfsgröße beim Aufstellen von Redoxgleichungen.

• Die Oxidationszahl wird mit pos. oder neg. Vorzeichen über das Elementsymbol geschrieben:

zurück

Bsp.: S O3 2-

+IV -II

S O2

-II+IV

• Oxidation:

Wenn ein Atom Elektronen (e-) abgibt, wird es oxidiert.

• Reduktion:

Wenn ein Atom Elektronen (e-) aufnimmt, wird es reduziert.

e-

e-

zurück

Indices und Koeffizienten• Die kleinen Zahlen, die rechts unten an einem Elementsymbol stehen, heißen

Indices (Singular: Index). Bsp: H2

Ein Index bezieht sich immer nur genau auf das Atom/oder auf die (eingeklammerte) Atomgruppe hinter dem/der er steht.

Bsp.: a) In einem Molekül CO2 liegen zwar 2 Sauerstoffatome (O) vor, aber nur ein Kohlenstoffatom (C).)

b) Ein Harnstoffmolekül mit der Formel CO(NH2)2 besteht aus folgenden Atomen: 1xC, 1xO, 2xN und 2x2H = 4xH.

• Die großen Zahlen, die links vor einer Formel stehen, heißen Koeffizienten. Bsp.: 2 HCl

Ein Koeffizient bezieht sich immer auf alle Atome der gesamten Formel (samt deren Indices).

Bsp.: 2 H2CO3 bedeutet soviel wie : 2 x (H2CO3), also:

2x2H = 4xH, 2xC und 2x3O =6xO

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• Oxonium-Ionen:

H3O+

• Hydroxid-Ionen:

OH -

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