Lösungen der Aufgaben
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Lösungen der Aufgaben Lösungen der Aufgaben des 1. Kapitels Aufgabe 1.1: a) Br2 + 2e- 2 BrReduktion: Jedes Brom-Molekül nimmt 2 Elektronen auf. b) K K+ + eOxidation: Jedes Kalium-Atom gibt ein Elektron ab. c) 2 K + Br2 2 KBr Aufgabe 1.2: a) Lithium gibt das äusserste Elektron ab und Fluor nimmt ein Elektron auf. Beide Atome gelangen so in den Edelgaszustand. b) Li und F2 c) Oxidation: Li Li+ + eReduktion: F2 + 2e- 2 Fd) 2 Li + F2 2 LiF Aufgabe 1.3: Reaktion a und c. Nur bei diesen Reaktionen findet eine Elektronenübertragung zwischen den Atomen statt. Die Reaktion b beschreibt das Auflösen von Natriumchlorid. NaCl ist ein Salz und besteht aus Na+ und Cl-. Die Ladungen sind also schon zu Beginn vorhanden, werden in der Formel lediglich nicht erwähnt. Aufgabe 1.4: 4 Na + O2 2 Na2O Aufgabe 1.5: a) Mg2+ b) O2 c) Cl2 Aufgabe 1.6: 1. 2. 3. 4. 5. d) Ag+ e) Cu2+ f) H+ Mg Mg2+ + 2eF2 + 2e- 2 FCa Ca2+ + 2 eO2 + 4e- 2 O2Br2 + 2e- 2 Br- Lösungen der Aufgaben Oxidation Reduktion Oxidation Reduktion Reduktion 1 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 1.7: Reduktion: Es entstehen 2 Cl--Ionen und nicht ein doppelt negatives Chlor-Ion. Richtig heisst es: Reduktion: Cl2 + 2 e- 2 ClOxidation: Weil in der Oxidatioin Elektronen enstehen, müssen sie rechts geschrieben werden. Richtig ist: Oxidation: Ca Ca2+ + 2 eRedox-Reaktion: 2 Ca + Cl2 2 CaCl Es braucht ein Calcium- und zwei Chloratome, die zu einem Ca2+ und zwei Cl- werden. Die Redoxreaktion lautet also: Ca + Cl2 CaCl2 Lösungen der Aufgaben des 2. Kapitels Beobachtungen in Experiment 2.1: In der Kupferlösung überzieht sich das Zinkblech mit einer roten Schicht, die sich leicht abwischen lässt. Zuweilen ist der Überzug auch schwarz. In der Zinksulfat-Lösung verändert sich das Kupfer nicht. Aufgabe 2.1: a) Die Cu2+-Ionen wurden reduziert: Cu2+ + 2 e- Cu Bei der rotbraunen Schicht auf dem Zink handelt es sich also um metallisches Kupfer. b) Zink wurde oxidiert: Zn Zn2++ 2 ec) Cu2+ +Zn Cu + Zn2+ d) Wie das Bild zeigt, nehmen Cu2+-Ionen Elektronen auf, sobald sie das Zink berühren. Die Ionen verlieren die Ladung und werden zu Kupferatomen, die sich an der Oberfläche des Zinks abscheiden, weil sie sich nicht mehr in Wasser lösen. Die Ladung macht wasserlöslich. Die Zinkatome geben Elektronen ab, werden positiv geladen und lösen sich gut in Wasser. Das Zink löst sich allmählich auf. Zn2+(aq) Zn Cu2+(aq) Lösungen der Aufgaben Cu 2 e- 2 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Beobachtungen in Experiment 2.2: In der Kupferlösung überzieht sich der Eisennagel mit Kupfer. Fe reagiert also mit Cu2+ -Ionen. In der Zinklösung geschieht nichts. Zn2+-Ionen können dem Eisen keine Elektronen entreissen. Aufgabe 2.2: Cu2+-Ionen nehmen am liebsten Elektronen auf und stehen deshalb links oben: sie bilden sowohl auf dem Zink (Zn) als auch auf dem Eisen (Fe) einen Überzug. Fachleute sagen: Kupfer-Ionen scheiden sich auf Zink und Eisen ab. Zn2+-Ionen nehmen ungern Elektronen auf. Sie können dem Eisen die Elektronen nicht entreissen: der Nagel verändert sich in einer Zink-Lösung nicht. Somit stehen die Zn2+ -Ionen unten links. Die Rangliste (die sogenannte Redoxreihe) sieht folgendermassen aus: Cu2+ + 2eCu 2+ Fe + 2e Fe 2+ Zn + 2e Zn Zu beachten ist, dass die Länge der Pfeile nicht absolut ist und lediglich die Reaktivität dieser drei Substanzen wiedergibt. Aufgabe 2.3: a) Gold liegt am oberen Ende in der Redoxreihe. Goldionen nehmen deshalb gern Elektronen auf und man findet Gold in der Natur meistens als GoldMetall (Au). Gold ist ein Edelmetall. b) Edelmetalle, wie Platin, Gold und Silber, sind in der Redoxreihe weit oben aufgeführt. Edle Metalle geben nur ungern Elektronen ab. Das erklärt die ihre Beständigkeit: Platin und Gold rosten nicht. Silber dagegen läuft mit der Zeit schwarz an. Weil es weniger edel ist als Platin und Gold, verliert es mit der Zeit Elektronen und das führt zu einem schwarzen Belag auf dem Silber. Aufgabe 2.4: Nein. Die Reaktion läuft nicht ab. Die beteiligten Substanzen werden aus der Redox-Reihe übernommen. Oben steht der Prozess, der gerne von links nach rechts, unten der Prozess der leichter von rechts nach links abläuft: (Ag+(aq) + eAg ) • 2 2+ Zn (aq) + 2 e Zn Die Ausgangsstoffe sind fett gedruckt und werden im nächsten Schritt links notiert: Oxidation: (Ag Ag+(aq) + e-) • 2 Reduktion: Zn2+(aq) + 2 eZn ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Redox: 2 Ag + Zn2+(aq) 2 Ag+(aq) + Zn (Die Oxidation wird mit 2 multipliziert, damit genau so viele Elektronen entstehen, wie verbraucht werden und man die Elektronen kürzen kann) Lösungen der Aufgaben 3 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 2.5: Es findet eine Reaktion statt: Kupfer scheidet sich auf dem Nickel ab. Hier stehen alle Edukte bereits auf der linken Seite: Reduktion: Cu2+(aq) + 2 eCu Oxidation: Ni Ni2+(aq) + 2e------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Redox: Aufgabe 2.6: Red: Ox: Ni + Cu2+(aq) Ni2+(aq) + Cu H2+ 2 H2O 2e- + 2 H3O+(aq) Mg Mg2+(aq) + 2e- --------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Redox: Mg + 2 H3O+(aq) Mg2+(aq) + H2 + 2 H2O oder: Redox: Mg + 2 H+(aq) Mg2+(aq) + H2 Säure löst das Magnesium also auf. Aufgabe 2.7: Red: Ox: 2e- + Cl2(g) (Fe2+(aq) 2 Cl-(aq) Fe3+(aq) + e-) • 2 --------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Redox: 2 Fe2+(aq) + Cl2(g) 2Fe3+(aq) + 2Cl-(aq) (Die Oxidation wird mit 2 multipliziert, damit so viele Elektronen entstehen wie verbraucht werden und man die Elektronen kürzen kann) Aufgabe 2.8: Weil die Elektronen nur übertragen werden. Sie sind immer in dem Stoff enthalten, der reduziert vorliegt. Aufgabe 2.9: Die Reaktion ist spontan, weil die Kupfer(II)-Ionen gerne reduziert und die Lithium-Atome gerne oxidiert werden: Red: Ox: 2 e- + Cu2+(aq) Cu(s) 2 Li(s) 2 Li+(aq) + 2 e- ------------------------------------------------------------------------------------------------ Redox: Cu2+(aq) + 2 Li(s) 2 Li+(aq) + Cu(s) (Die Oxidation wurde mit 2 erweitert, damit ebenso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden) Wenn Sie einfache Pfeile verwenden sieht man besser, in welcher Richtung die Prozesse ablaufen. Aufgabe 2.10: CuSO4 Reaktion MgCl2 keine CaCl2 keine AgNO3 Reaktion Zn(s) + Cu2+(aq) + SO42-(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42-(aq) Zn(s) + 2 Ag+(aq) + 2 NO3-(aq) 2 Ag(s) + Zn2+(aq) + 2 NO3-(aq) SO42- und NO3- nehmen an der Reaktion nicht teil. Sie können daher in der Reaktionsgleichung auch weg gelassen werden: Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) Zn(s) + 2 Ag+(aq) 2 Ag(s) + Zn2+(aq) Lösungen der Aufgaben 4 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 2.11: F2 kommt in der Natur nicht vor, da es oben links in der Redoxreihe steht. F2 nimmt ungeheuer leicht Elektronen auf. Es reagiert mit praktisch allen Stoffen. Man findet Fluor deshalb in der Natur als Fluorid-Ion (F-). Aufgabe 2.12: Nein, denn laut Redoxreihe sind Pb2+-Ionen nicht im Stande, dem Silber Elektronen zu entreissen. Pb2+-Ionen übernehmen die Elektronen zum Beispiel von Ni, Fe, Cr, Zn, Al. Alle Metalle, die in der Redoxreihe unter dem Blei stehen, können mit Blei überzogen werden. Aufgabe 2.13: Es geschieht nichts. Gold (Au) steht in der Redoxreihe oberhalb der in der Salzsäure enthaltenen Ionen. Aufgabe 2.14: Kalium oder Lithium; die Reaktionen lauten: Ca2+ + 2 Li Ca + 2 Li+ oder: Ca2+ + 2 K Ca + 2 K+ Lösungen der Aufgaben des 3. Kapitels Beobachtungen in Experiment 3.1: Am Pluspol entstehen Gasblasen aus Chlor. Es riecht intensiv nach Chlor. Der Minuspol erhält einen roten Überzug: es scheidet sich Kupfer ab. Aufgabe 3.1: Der Elektrolyt enthält Cu2+ (diese wandern zum Minus-Pol) und Cl--Ionen (diese wandern zum Plus-Pol). Aufgabe 3.2: Im Kabel und in den Elektroden werden Elektronen verschoben. Im Elektrolyt erfolgt der Ladungstransport durch das Verschieben von Ionen. Die Anionen wandern zum Plus-Pol. Die Kationen wandern zum Minus-Pol. Skizze: xxx Lösungen der Aufgaben 5 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Am Plus-Pol Oxidation: 2 CI-(aq) Cl2(g) + 2e-. Am Minus-Pol Reduktion: Cu2+(aq) +2e- Cu(s) Die Aggregatzustände sind in Klammern angegeben und können auch weggelassen werden. Aufgabe 3.3: Beobachtungen in Experiment 3.2: Der Kupferdraht erhält einen grauen Überzug, weil sich Zink am Minuspol abscheidet. Nach dem Umpolen verschwindet der Überzug: dem Zink werden Elektronen entzogen und es bilden sich Zink-Ionen, die sich in Wasser lösen. Aufgabe 3.4: a) An der Oberfläche des Minuspols werden Zink-Ionen reduziert: Zn2+(aq) + 2e- Zn(s). Das Kupfer überzieht sich mit Zink. Die Zinkelektrode wird oxidiert, weil sie mit dem Pluspol verbunden ist: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ; die Elektrode löst sich allmählich auf. b) Der Pluspol wird immer dünner, weil sich dort das Zink auflöst. Der Überzug auf dem Minuspol wird dagegen immer dicker, weil sich dort Zink abscheidet. Die Lösung enthält immer gleich viele Zink-Ionen! c) Minuspol Pluspol Cu Zn Zn2+ Zn Zn2+ Aufgabe 3.5: a) Ein Elektrolyt ist ein Stoff, der bewegliche Ionen enthält und deshalb den elektrischen Strom leitet. b) Salzschmelzen sowie wässerige Lösungen von Salzen und anderen Stoffen, die beim Kontakt mit Wasser Ionen ausbilden (z.B. Säuren). Eine Lösung von Kupfer(II)-chlorid in Wasser oder eine Kochsalzschmelze, wie sie bei der Herstellung von Natrium verwendet wird, sind zwei konkrete Beispiele. Lösungen der Aufgaben 6 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 3.6: Elektrolysen sind chemische Reaktionen, die unter Verbrauch von elektrischer Energie ablaufen. Aufgabe 3.7: a) Anionen sind negativ geladene Ionen. b) Anionen wandern zum Plus-Pol, zur sogenannten Anode. Aufgabe 3.8: a) Bei Elektrolysen läuft am Plus-Pol die Oxidation ab: 2 Br- Br2 + 2eEs entsteht Brom. Wie Sie dem Periodensystem entnehmen, ist Brom eine Flüssigkeit. b) Bei Elektrolysen läuft am Minus-Pol immer eine Reduktion ab: K+ + e- K Es bildet sich Kalium, ein Metall, das mit Wasser äusserst heftig reagiert. Da in der Salzschmelze kein Wasser vorhanden ist, wird sich flüssiges Kalium beim Minus-Pol sammeln. Flüssig ist das Kalium, weil die Schmelze heiss ist. Gesamtvorgang: Aufgabe 3.9: 2Br- + 2K+ Br2 + 2 K Am Plus-Pol erfolgt die Oxidation: 2I-(aq) I2 + 2eGemäss Periodensystem ist Iod ein Feststoff. Am Minus-Pol erwartet man die Reduktion: Zn2+(aq) +2e- Zn (s) Zink scheidet sich am Minus-Pol ab: der Minus-Pol wird mit Zink überzogen. Gesamtreaktion: ZnI2(s) I2(s) + Zn(s) oder: Zn2+(aq) + 2 I-(aq) I2(s) + Zn(s) oder: Zn2+ + 2 I- I2 + Zn Aufgabe 3.10: Platin ist ein besonders widerstandsfähiges Material. Es kann kaum oxidiert werden, weil es in der Redoxreihe sehr weit oben steht. Es kann erst recht nicht reduziert werden, weil Metalle keine Elektronen aufnehmen. Wenn die Elektrode nicht an der Reaktion teilnehmen und keine MetallIonen in den Elektrolyt gelangen sollten, ist Platin das beste Material für Elektroden. Lösungen der Aufgaben 7 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Lösungen der Aufgaben des 4. Kapitels Aufgabe 4.1: Das Kaliummetall gibt noch leichter Elektronen ab als das Aluminium. Die Redoxreaktion läuft nun also spontan ab in Richtung Kaliumchlorid und Aluminiummetall. AlCl3 + 3 K Al + 3 KCl Beobachtungen in Experiment 4.1: Aluminiumoxid ist ein weisses Salz, das sich in Wasser praktisch nicht löst. Aluminium ist fest, weil es ein Salz ist und sich die Ionen anziehen. Bemerkung: Aluminiumoxid existiert auch grösser kristallisierte Form und heisst dann Korund. Korund wird künstlich hergestellt und als Schleifmittel eingesetzt. Gefärbter Korund ist schon bekannter: Rubin (rot) und Saphir (blau) sind begehrte Schmucksteine. Sie enthalten kleine Mengen an Fremdstoffen, bestehen aber im wesentlichen immer noch aus Aluminiumoxid. Aufgabe 4.2: a) 4 Al3+ (gelöst) + 12 e- 4 Al 6 O2- (gelöst) 3 O2 + 12 e Es entstehen Aluminium und Sauerstoff (O2). b) Entweder: 2 Al2O3 (fest) 4 Al + 3 O2 Aluminiumoxid Aluminium Sauerstoff oder: 4 Al3+ (gel.) + 6 O2-(gel.) 4 Al + 3 O2 Aluminium und Sauerstoff Aufgabe 4.3: a) Reaktion: Fe2O3 + 2 Al Al2O3 + 2 Fe b) In der Gesamtreaktion reagieren 2 Fe3+-Ionen mit 2 Al-Atomen. Deshalb müssen Reduktion und Oxidation verdoppelt werden: Oxidation: (Fe3+ + 3 e- Fe) · 2 Reduktion: (Al Al3+ + 3 e-) · 2 Aufgabe 4.4: Aufgabe 4.5: 3 Li + AlCl3 Al + 3 LiCl 3 Ca + 2 AlCl3 2 Al + 3 CaCl2 3 Mg + 2 AlCl3 2 Al + 3 MgCl2 3 Na + AlCl3 Al + 3 NaCl 3 K + AlCl3 Al + 3 KCl a) Bauxit ist eine Erde, die für die Aluminiumherstellung gefördert wird. Sie ist eine Mischung aus Aluminiumoxid, Ton und Eisenverbindungen. b) Aluminiumoxid Al2O3 Lösungen der Aufgaben 8 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 4.6: Das Gefälle des Rheinfalls konnte zur Stromproduktion ausgenützt werden. Strom wurde damals noch nicht weit transportiert. Aufgabe 4.7: Es würde sich zuerst Eisen abscheiden und dadurch das produzierte Aluminium verunreinigen. Es ist einfacher, das Aluminiumoxid von den Eisenverbindungen, als später die innige Vermischung von zwei Metallen zu trennen! Die Begründung mit Hilfe der Redox-Tabelle: Die Reaktion 3+ Al + 3 e Al befindet sich weiter unten in der Liste, als die Reaktion Fe2+ + 2e- Fe Wenn sich also Eisen(II)-Ionen im Elektrolyten befinden, würden diese spontan mit den sich bildenden Aluminiumatomen reagieren. Es würde zuerst metallisches Eisen gebildet und metallisches Aluminium würde erst nach der Reduktion aller Eisenionen entstehen. (Eine analoge Begründung lässt sich auch für andere Ionen finden, die den Elektrolyten verunreinigen). Aufgabe 4.8: - Abtrennen des Aluminiumoxides von Verunreinigungen - Lösen von Al2O3 in Lösungsmittel (Kryolith) - Elektrolytische Reduktion der Aluminiumionen zu metallischem Aluminium. Hausaufgabe 4.9: Beobachtungen: Es riecht metallisch-schweflig, das Besteck wird wieder blank, die Alufolie bekommt einen bräunlichen Belag und wird deutlich dünner oder sogar aufgelöst. Eventuell zerbröselt sie nach dem Herausnehmen zu einem weissen Pulver. Anmerkung: Antworten: Nicht alles Silberbesteck reagiert gleich gut. Es gibt Arten, die wenige Sekunden nach dem Eintauchen blank werden. Einige müssen zuerst poliert werden. a) Oxidation: Al Al3+ +3 eReduktion: Ag+ + e- Ag Gesamtgleichung: Al + 3 Ag+ Al3+ + 3 Ag b) Wie die Redoxtabelle zeigt, nehmen Silber-Ionen viel leichter Elektronen auf als Aluminium-Ionen. Silberionen lassen sich also besser zum Metall reduzieren und die Reaktion mit Alufolie läuft spontan ab. c) Folgereaktion: 2 Al3+ + 3 S2- + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 H2S Schwefelwasserstoff ist ein Gas. Der Geruch erinnert an faule Eier. Das Aluminiumhydroxid ist sehr schlecht löslich und fällt als weisses Pulver aus. Lösungen der Aufgaben 9 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Lösungen der Aufgaben des 5. Kapitels Aufgabe 5.1: +I H +I H +I H +I H Aufgabe 5.2: -II H +I O C -IV H +I -II N -II N +I +I H 0 N -II H +I O H +I 0 N Cl +I H +I Cl -II +I O H Ni :(0) HN03 : H (+I) O (-II) N (+V) Ni: (+II) H3O+: H (+I) O (-II) NO2: N (+IV) O(-II) NO3-: N (+V) O (-II) Reduktion: 2 N (+V) + 2 e- 2 N (+IV) Oxidation: Ni (0) Ni (+II) + 2 e- Aufgabe 5.3: a) O2: (0) CO2: C (+IV) O (-II) H2O: H (+I) O (-II) S8: (0) H2S: H (+I) S (-II) In der Atmung wird der elementare Sauerstoff O (0) zu O (-II) reduziert. In der Schwefelatmung der Archae-Bakterien wird der elementare Schwefel S (0) zu S (-II) reduziert. Der Schwefel nimmt den Platz des Sauerstoffs ein. b) Menschen und Tiere atmen: Reduktion: 12 O (O) + 24 e- 12 O (-II) Oxidation: 6 C (O) 6 C(IV) + 24 eArchae-Bakterien leben ohne Sauerstoff:: Reduktion: 12 S (O) + 24 e- 12 S (-II) Oxidation: 6 C (O) 6 C(IV) + 24 e- Lösungen der Aufgaben 10 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 5.4: Die Oxidationszahlen sind keine wirklichen Ladungen. Sie sind vielmehr formale Grössen, die uns helfen, die Elektronen in einem Molekül einzelnen Atomen zuzuordnen. Das Sauerstoffatom ist Bestandteil des Wassermoleküls. Es trägt keine ganze Ladung. Aufgabe 5.5: Nein, HI ist ein Molekül und besitzt eine Elektronenpaarbindung. Aufgabe 5.6: a) Red: Cl20 + 2 e- 2 ClOx: 2 Na0 2 Na+ + 2 eGesamtreaktion: 2 Na + Cl2 2 Na+ + 2 Cloder: 2 Na + Cl2 2 NaCl b) An den Ladungen und den Oxidationszahlen: Cl20 2 Cl-I Na0 2 Na+I Aufgabe 5.7: Zuerst die Reaktion mit Lewisformeln. Mit diesen Formeln können Sie die Oxidationszahlen bestimmen, wenn Sie noch nicht dazu gekommen sind. Lösungen der Aufgaben 11 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Und nun die vollständige Lösung: Ox.: C (-I) C (+III) + 4 eRed.: O2(0) + 4 e- 2 O(-II) Die andern Atome ändern die Oxidationszahl nicht. Aufgabe 5.8: a) Die entscheidenden Kohlenstoffatome sind fett gedruckt: Ascorbinsäure: C(+I) Dehydroascorbinsäure: C(+II) HO HO O HO O O HO O +II C C +II O O +I C C +I HO OH b) Sauerstoffatome nehmen den C(+I) Elektronen weg. Sie werden reduziert: Red: O(0) + 2 e- O(-II) Ox: 2 C(+I) 2 C(+II) + 2 ec) Ein Ascorbinsäure-Molekül gibt 2 Elektronen ab und reagiert mit einem Sauerstoffatom Lösungen der Aufgaben 12 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Lösungen der Aufgaben des 6. Kapitels Aufgabe 6.1: Aufgabe 6.2: Weil die Reaktionsgleichung angibt, wie sich die Zahl der Teilchen verändert muss mit der Teilchenzahl, als mit mol gerechnet werden. a) Red: 2e- + 2H3O+(aq) H2 + 2H2O Ox: Ca Ca2+(aq) + 2e-------------------------------------------------Ca + 2H3O+(aq) H2 + 2H2O + Ca2+(aq) b) 10g H2 200g entspricht 5mol Calcium. Stoffmengenverhältnis Ca:H2 = 1:1 Es entstehen 5mol H2 Das entspricht 10g Wasserstoff. Aufgabe 6.3: a) Redoxreaktion: 3Ca + 2 AlCl3 2 Al + 3Ca2+ + 6Cl- b) 1200kg Ca 540kg Al entspricht 20'000mol. Stoffmengenverhältnis Al:Ca = 2:3. Man benötigt 30'000mol Ca, was 1200 kg entspricht. Aufgabe 6.4: 7,8 g Al(OH)3 Lösungsweg: 32,4 g Ag+ entspricht 0,3mol Ag+ 1) Al + 3Ag+(aq) Al3+(aq) + 3Ag Stoffmengenverhältnis Ag+:Al3+ = 3:1 Es entstehen 0,1 mol Al3+. 2) 2Al3+(aq) + 3S2-(aq) + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S Stoffmengenverhältnis Al3+(aq):Al(OH)3 = 2:2 = 1:1. Es entstehen 0,1mol Al(OH)3 was 7,8 g entspricht. Lösungen der Aufgaben 13 Leitprogramm " Redoxreaktionen" Aufgabe 6.5: 210g Cl-(aq) Lösungsweg: Oxidation: 2Cl-(aq) Cl2 + 2eReduktion: 2e- + Zn2+(aq) Zn -------------------------------------------------Zn2+(aq) + 2Cl-(aq) Zn + Cl2 Die Rektion ist nicht spontan und läuft nur mit Strom ab. 195g Zn entspricht 3mol Zn. Stoffmengenverhältnis Cl-:Zn = 2:1. Man muss 6mol Chloridionen entspricht 10g Cl-(aq) einsetzen. Aufgabe 6.6: 27kg Aluminiumionen Lösungsweg: 51kg Al2O3 500 mol Al2O3. Stoffmengenverhältnis Al2O3 : Al3+ = 2:4 = 1:2 Man erhält 1000mol Al3+, was 27 kg entspricht. Lösungen der Aufgaben 14 Leitprogramm " Redoxreaktionen"
