Übungsprogramm zum Erstellen von Redoxgleichungen

Lernprogramm zum Erstellen von
Redoxgleichungen
HNO3
Cu
!
?
NO2
H2 O
?
2 HNO3 + Cu  2 NO2 + CuO + 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
Übung
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: zurück usw.)
• Zettel und Stift für die Übungen
Hier findet man außerdem ein Inhaltsverzeichnis
(=Gehe zu->Foliennavigator)
bereithalten!
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
1
Regel Nr. 1
Beispiel
Man gibt zuerst die
reagierenden Edukte
und die entstehenden
Produkte in einer
„unvollständigen“
Reaktionsgleichung an.
Symbol: --->
(immer ohne BegleitIonen!!!)
Permanganganat-Ionen (MnO4-)
reagieren mit Sulfit-Ionen (SO32-)
zu Mangan(II)-Ionen (Mn2+) und
Sulfat-Ionen (SO42-) :
Langsam
Zur Übung
4x
anklicken
MnO4- + SO32- ---> Mn2+ + SO42-
Schritt
Regel Nr. 2
Mit Hilfe der Oxidationszahl wird ermittelt, welche
Teilchen oxidiert bzw.
reduziert werden und
Redoxpaare festgelegt:
1
2
Beispiel
Regel2
Oxidationszahlen ermitteln
und über die Elemente
schreiben:
+VII
+IV
+II
+VI
MnO4- + SO32- ---> Mn2+ + SO42(Die OZ der Sauerstoffatome verändern sich
nicht und werden wegen besserer Übersichtlichkeit hier weggelassen )
Ermitteln der Redoxpaare
und Festlegen der Begriffe
Oxidation und Reduktion
Zur Übung
4x
anklicken
Oxidation
Reduktion
+VII
+IV
+II
+VI
22+
MnO4 + SO3 ---> Mn + SO42-
8x
anklicken
Schritt
Regel Nr. 3
Beispiel
Regel3
Man zerlegt nun die Reaktionsgleichung in zwei
Teilgleichungen, die separat
bearbeitet werden und ganz
am Ende zur Redoxgleichung „addiert“ werden.
1
1. Unvollständige
Teilgleichung:
Reduktion:
2
2. Unvollständige
Teilgleichunge:
Oxidation:
Zur Übung
Oxidation
Reduktion
+VII
+IV
+II
+VI
22+
MnO4 + SO3 ---> Mn + SO42-
+VII
+II
MnO4- ---> Mn2+
+IV
1x
klicken1
+VI
SO32- ---> SO42-
1x
klicken!
Schritt
Regel Nr. 4
Beispiel
Ermittlung der Elektronenzahlen:
Regel4
1
2
Die Differenz der Oxidationszahlen (ggf. multipliziert mit dem
Index/Koeffizient – siehe Übung)
ergibt die Anzahl der
abgegebenen bzw.
aufgenommenen Elektronen in
jeder Teilgleichung:
Reduktion:
Da bei einer Reduktion
Elektronen aufgenommen
werden, müssen diese links vom
Reaktionspfeil stehen.
Oxidation:
Da bei einer Oxidation
Elektronen abgegeben
werden, müssen diese rechts
vom Reaktionspfeil stehen.
Zur Übung
Red.: MnO4-
D OZ = 5
--->
Mn2+
4x
klicken!
D OZ = 2
Ox.:
SO32-
--->
+VII
SO42+II
Red.: MnO4- + 5e- ---> Mn2+
+IV
Ox.:
1x
klicken!
+VI
SO32- ---> SO42- + 2e1x
klicken!
Schritt
Regel Nr. 5
Beispiel
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.
Reduktion:
Regel5
1
Summe aller Ladungen links: - 6
Summe aller Ladungen rechts: +2
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.
MnO4- + 5e- + 8H3O+ ---> Mn2+
O+)
Differenz: +8 (links: 8H3
Summe: +2
=
+2
4x
klicken!
Oxidation:
2
Summe aller Ladungen links: -2
Summe aller Ladungen rechts: -4
O+)
Differenz: -2 (rechts: 2H3
Zur Übung
SO32- ---> SO42- + 2e- + 2H3O+
-2
=
Summe: -2
4x
klicken!
Schritt
Regel Nr. 6
Beispiel
Atombilanz ausgleichen
Die Anzahl der Sauerstoff- oder
Wasserstoff-Atome auf der
linken Seite mit der auf der
rechten Seite vergleichen: Die
Differenz wird mit Wassermolekülen ausgeglichen.
Regel6
Merke: Nach dem Ausgleich müssen
links und rechts in der
Reaktionsgleichung gleich viele Atome
stehen!
Reduktion:
1
Anzahl der Sauerstoffatome links: 12
Anzahl der Sauerstoffatome rechts: 0
MnO4-+5e-+ 8H3O+
 Mn2+ +
12H2O
2x
klicken!
Differenz: - 12
Oxidation:
2
Anzahl der Sauerstoffatome links: 3
Anzahl der Sauerstoffatome rechts: 6
Differenz: 3
Zur Übung
SO32- + 3H2O
 SO42- + 2e- + 2H3O+
2x
klicken!
Regel Nr. 7
Schritt
Beispiel
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:
Regel7
Red.: 5
1
x2
MnO4-+5e- + 8H3O+  Mn2+ + 12H2O x2
x5
SO32- + 3H2O
10 (=kgV)
Ox.: 2
 SO42- + 2e- + 2H3O+
x5
2MnO4-+10e- + 16H3O+  2Mn2+ + 24H2O
2
Erweiterte Teilreaktionen:
5SO32- + 15H2O
Zur Übung
 5SO42- + 10e- + 10H3O+
Regel Nr. 8
Schritt
Beispiel
Teilgleichungen „addieren“
Die Redoxgleichung wird
erstellt, indem man die
Teilgleichungen „addiert“,
wobei die Elektronen und alle
„überzähligen“ Ionen
„wegfallen“:
Regel8
1
2
„addierte“ Teilgleichungen:
2MnO4-+10e- + 16H3O+  2Mn2+ + 24H2O
5SO32- + 15H2O
 5SO42- + 10e- + 10H3O+
2MnO4- + 16H3O+ + 5SO32- + 15H2O 
2Mn2+ + 24H2O + 5SO42- + 10H3O+
Redox:
(um überzählige Ionen gekürzt)
Zur Übung
2MnO4- + 6H3O+ + 5SO32- 
2Mn2+ + 9H2O + 5SO42-
Schritt
Regel Nr. 9
Wichtig am Schluss noch
die Probe durchführen!
Also kontrollieren, ob in der
Redoxgleichung die Atomund Ladungsbilanzen
stimmen!
1
Atombilanz:
z.B.:
Beispiel
Regel9
2MnO4- + 6H3O+ + 5SO32-  2Mn2+ + 9H2O + 5SO42-
18H
2
Ladungsbilanz:
18H
2MnO4 + 6H3O+ + 5SO32-  2Mn 2+ + 9H2O + 5SO42-
-6
weiter
=
=
-6
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
Übung zu Regel Nr. 2
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
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 2:
Oxidation
Reduktion
+VI
+II
+III
+III
Cr2O7 2- + Fe 2+ ---> Cr 3+ + Fe 3+
Redoxpaare: Cr2O7 2- / Cr 3+ und Fe2+/Fe3+
zurück
Übung zu Regel Nr. 3
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.)!
Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 3:
Red.: Cr2O7 2- ---> Cr 3+
Ox.:
Fe 2+ ---> Fe 3+
zurück
Übung zu Regel Nr. 4
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
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 4:
+VI
+III
• Red.: Cr2O7 2- + 6e- ---> 2 Cr 3+
• Ox.:
+II
Fe
2+
(2x DOZ = 6)
+III
---> Fe 3+ + e-
zurück
1. Übung zu Regel Nr. 5
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.)
Lösung
Lösung zu Übung/Regel 5/1:
Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+
Ladungssumme: +6
Ox.:
=
+6
Fe 2+ ---> Fe 3+ + e(kein Ladungsausgleich nötig)
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- ---> MnO42-
•
Ox.:
SO32- ---> SO42-
Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 5/2:
-
-
---> MnO42-
• Red.: MnO4 + e
• Ox.: SO32- + 2OH
4-
-
(kein Ladungsausgleich nötig!)
---> SO42- + 2e
=
-
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
Übung zu Regel Nr. 6
•
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 zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 6:
Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+ + 21H2O
Ox.:
Fe 2+ ---> Fe 3+ + e- (kein Ausgleich nötig)
zurück
Übung zu Regel Nr. 7
•
Wir bleiben bei der Reaktion von Dichromationen mit Eisen-(II)-ionen...
• Aufgabe:
Erweitere die zwei Teilgleichungen so, dass die
Elektronenzahlen übereinstimmen!
Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 7:
Red.: Cr2O7 2- + 6e- + 14 H3O+ ---> 2Cr 3+ + 21H2O
Ox.:
6Fe 2+ ---> 6Fe 3+ + 6e-
zurück
Übung zu Regel Nr. 8
• Aufgabe:
• Erstelle aus den beiden Teilgleichungen die fertige
Redoxreaktion!
Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
Lösung zu Übung/Regel 8:
Redox: Cr2O7 2- + 14 H3O+ + 6Fe 2+  2Cr 3+ + 21H2O + 6Fe
3+
(trotzdem noch Regel 9
durchlesen!)
zurück
• Oxidation:
• Reduktion:
Bei einer Oxidation
steigt die Oxidationszahl
(OZ) an
Bei einer Reduktion
nimmt die Oxidationszahl
(OZ) ab
OZ
321-
0-1 -2 -3 -
zurück
• 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:
H O+ + OH  2H O
3
2
• Übungsbeispiel:
Leitet man durch eine Natriumbromidlösung Chlorgas hindurch,
entstehen eine Natriumchloridlösung und elementares Brom.
Aufgaben:
a) Formuliere die Reaktionsgleichung mit allen beteiligten
einzelnen Teilchen! Lösung
b) Kürze die Gleichung um die Begleit-Ionen! Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
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:
H O+ + OH  2H O
3
2
• Übungsbeispiel:
Leitet man durch eine Natriumbromidlösung Chlorgas hindurch,
entstehen eine Natriumchloridlösung und elementares Brom.
Aufgaben:
a) Formuliere die Reaktionsgleichung mit allen beteiligten
einzelnen Teilchen! Lösung
b) Kürze die Gleichung um die Begleit-Ionen! Lösung
Zurück zum Hauptprogramm
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:
+IV -II
Bsp.:
S O3 2-
+IV -II
S O2
zurück
• Oxidation:
• Reduktion:
Wenn ein Atom Elektronen
(e-) abgibt, wird es oxidiert.
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
zurück
• Oxonium-Ionen:
H3O+
• Hydroxid-Ionen:
OH
-
zurück