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Du musst das Bestimmen von Oxidationszahlen und Aufstellen von Redoxreaktionen in Chemie noch üben? Dann bist du hier bei unseren Redoxreaktionen Übungen mit Lösung%Du brauchst noch etwas Übung im Ausgleichen und Aufstellen von Reaktionsgleichungen?Dein Satz klingt ein bisschen so, als wären es mehr Erklärungen mit Beispielen :) <span style="color: #ff00ff;">Stimmt! Habs geändert</span>% und auch unser Video genau richtig!%Schau dir auch unser Video dazu an.

Redoxreaktionen aufstellen

Eine Redoxreaktion aufzustellen ist gar nicht so schwer, wenn du Schritt für Schritt so vorgehst:

  1. Reaktionsgleichung aufstellen: Zu Beginn hast du häufig einen Satz gegeben, der die Reaktion beschreibt. Daraus formulierst du eine vorläufige Reaktionsgleichung mit den Ausgangsstoffen und Endprodukten.
  2. Oxidationszahlen bestimmen: Um die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zuzuordnen, bestimmst du die Oxidationszahlen aller Atome in deiner Reaktion.
  3. Teilreaktionen aufstellen: Du stellst nun die Teilreaktionen für die Oxidation und die Reduktion auf. Dabei gehst du in vier Teilschritten vor: 1. Aufschreiben von Elektronen, 2. Ausgleichen von Ladungen, 3. Ausgleichen von Stoffen/Atomen und 4. Ausgleichen von Elektronen
  4. Gesamtgleichung aufstellen: Indem die Teilgleichungen zusammengefügt und gekürzt werden, kann die Gesamtreaktion aufgestellt werden.

Bist du dir noch unsicher, was Redoxreaktionen eigentlich sind? Dann schau dir unser Video zum Thema Redoxreaktionen einfach erklärt an. Im Video Redoxreaktionen erfährt du hingegen noch einmal, wie du beim Aufstellen genau vorgehst.

Übung: Redoxreaktion aufstellen

In den folgenden Redoxreaktionen Übungen kannst du dein Können auf die Probe stellen: 

Beispiel 1: Eisen(III)-oxid und Kohlenstoffmonoxid reagieren im alkalischen Milieu zu Eisen und Kohlenstoffdioxid.

  • Oxidationszahlen:    +III -II +II -II 0 +IV -II
    Reaktionsgleichung: Fe2O3 + CO ⇢ Fe + CO2
  • Oxidation: 3 CO + 6 OH– → 3 CO2 + 6 e– + 3 H2O
    Reduktion: 2 Fe3+ + 6 e– + 3 H2O → 2 Fe + 6 OH–
  • Gesamtgleichung: Fe2O3+ 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Beispiel 2: Aluminium reagiert im alkalischen Milieu mit Eisen(III)-oxid zu Eisen und Aluminium(III)-oxid.

  • Oxidationszahlen:    +III -II 0 0 +III -II
    Reaktionsgleichung: Fe2O3 + Al ⇢ Fe + Al2O3
  • Oxidation: 2 Al + 6 OH– → Al2O3 + 6 e–+ 3 H2OReduktion: Fe2O3 + 6 e– + 3 H2O → 2 Fe + 6 OH–
  • Gesamtgleichung: Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3

Beispiel 3: Bleioxid (PbO) reagiert mit Kohlenstoff im sauren Milieu zu Blei und Kohlenstoffdioxid.

  • Oxidationszahlen:    +II -II 0 0 +IV -II
    Reaktionsgleichung: PbO + C ⇢ Pb + CO2
  • Oxidation: C+ 2 H2O → CO2 + 4 e– + 4 H+
    Reduktion: 2 PbO + 4 e– + 4 H+→ 2 Pb + 2 H2O
  • Gesamtgleichung: 2 PbO + C → 2 Pb + CO2

Beispiel 4: Eisen(II)-oxid (FeO) reagiert im alkalischen Milieu mit Kohlenstoffmonoxid zu Eisen und Kohlenstoffdioxid.

  • Oxidationszahlen:    +II -II +II -II 0 +IV -II
    Reaktionsgleichung: FeO + CO ⇢ Fe + CO2
  • Oxidation: CO + 2 OH– → CO2 + 2 e–+ H2OReduktion: FeO + 2 e– + H2O → Fe + 2 OH–
  • Gesamtgleichung: FeO + CO → Fe + CO2

Beispiel 5: Quecksilber und Salpetersäure reagieren im sauren Milieu zu Quecksilber(II)-nitrat und Stickstoffdioxid.

  • Oxidationszahlen:    0 +I +V -II +II +V -II +IV -II
    Reaktionsgleichung: Hg + HNO3 ⇢ Hg(NO3)2 + NO2
  • Oxidation: Hg + 2 HNO3 → Hg(NO3)2 + 2 e– + 2 H+
    Reduktion: 2 HNO3 + 2 e– + 2 H+ → 2 NO2 + 2 H2O
  • Gesamtgleichung: Hg + 4 HNO3 → Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

Das war dir noch zu schwierig? Keine Sorge, in den nächsten Abschnitten zeigen wir dir noch einmal an einem Beispiel Schritt für Schritt, wie du vorgehst, um Redoxreaktionen aufzustellen. Danach bekommst du noch die Möglichkeit die einzelnen Schritte zu üben.

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Redoxreaktion aufstellen Beispiel

Hier kannst du noch einmal an einem vollständigen Beispiel sehen, wie eine Redoxreaktion Schritt für Schritt aufgestellt wird:

+VI -II      +IV -II      +VI -II      +III    
Cr2O72- + SO32- ⇢ SO42- + Cr3+

+IV -II     +VI -II  
Oxidation: SO32- → SO42- + 2 e–        
                    +VI -II                       +III
Reduktion: Cr2O72- + 6 e → 2 Cr3+

Oxidation: SO32- → SO42- + 2 e–         
Ladung:          2 –   →             4 –               
Reduktion: Cr2O72- + 6 e → 2 Cr3+
Ladung:                    8 –            →     6 +   

Oxidation: SO32- → SO42- + 2 e + 2 H+         
Reduktion: Cr2O72- + 6 e + 14 H+ → 2 Cr3+
(Reaktion im sauren Milieu)

Oxidation: SO32- + H2O → SO42- + 2 e + 2 H+                   | • 3 
Reduktion: Cr2O72- + 6 e + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O      | • 1  

Cr2O72- + 6 e + 14 8 H+ + 3 SO32- + 3 H2O → 2 Cr3+ + 7 4 H2O + 3 SO42- + 6 e + 6 H+

Cr2O72- + 3 SO32- + 8 H+ → 3 SO42- + 2 Cr3+ + 4 H2O

Im folgenden kannst du an den Übungsaufgaben noch einmal Schritt für Schritt üben.

Übung: Schritt 1 – Reaktionsgleichung aufstellen

Um eine Redoxreaktion aufstellen zu können, musst du zu Beginn erst einmal eine vorläufige Reaktionsgleichung haben, denn nur so kannst du die Oxidationszahlen der beteiligten Stoffe bestimmen. Die Gleichung erstellst du aus den Informationen, die dir in der Beschreibung der Reaktion gegeben sind.

Beispiel 1: Calcium reagiert mit Chlor zu Calciumchlorid.

  1. Kürzel der Moleküle:
    Calcium = Ca, Chlor = Cl2, Calciumchlorid: CaCl2
  2. Vorläufige Reaktionsgleichung:
    Ca + Cl2 → CaCl2

Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff.

  1. Kürzel der Moleküle:
    Zink = Zn, Salzsäure = HCl, Zinkchlorid = ZnCl2, Wasserstoff = H2
  2. Vorläufige Reaktionsgleichung:
    Zn + HCl ⇢ ZnCl2 + H2

Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren zu Kupfer und Wasser.

  1. Kürzel der Moleküle:
    Kupferoxid = CuO, Wasserstoff = H2, Kupfer = Cu, Wasser = H2O
  2. Vorläufige Reaktionsgleichung:
    CuO + H2 → Cu + H2O

Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.

  1. Kürzel der Moleküle:
    Schweflige Säure = H2SO3, Iod = I2, Schwefelsäure = H2SO4, Iodwasserstoff = HI
  2. Vorläufige Reaktionsgleichung:
    H2SO3 + I2 ⇢ H2SO4 + HI

Wenn du mit dem Aufstellen von Reaktionsgleichungen noch ein bisschen mehr Hilfe brauchst oder es noch mehr üben möchtest, dann ist unser Beitrag dazu genau das richtige für dich!

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Übung: Schritt 2 – Oxidationszahlen bestimmen

Eine der wichtigsten Schritte beim Aufstellen von Redoxgleichungen ist das Bestimmen der Oxidationszahlen, denn ohne sie kannst du die Teilreaktionen „Oxidation“ und „Reduktion“ nicht zuordnen und auch die Teilreaktionsgleichungen nicht aufstellen. Um dir die Regeln bei der Bestimmung der Oxidationszahlen noch einmal ins Gedächtnis zu rufen, kann dir unser Video zu dem Thema helfen!

Hier kannst du das Bestimmen der Oxidationszahlen an ein paar Beispielen üben:

Beispiel 1: Calcium reagiert mit Chlor zu Calciumchlorid.

Oxidationszahlen:    0 0 +II -I
Reaktionsgleichung: Ca + Cl2 ⇢ CaCl2

Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff.

Oxidationszahlen:      0 +I -I +II -I 0
Reaktionsgleichung: Zn + HCl ⇢ ZnCl2 + H2

Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren zu Kupfer und Wasser.

Oxidationszahlen:    +II -II 0 0 +I -II
Reaktionsgleichung: CuO + H2 ⇢ Cu + H2O

Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.

Oxidationszahlen:    +I +IV -II 0 +I +VI -II +I -I
Reaktionsgleichung: H2SO3 + I2 ⇢ H2SO4 + HI

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Übung: Schritt 3 – Teilreaktionen aufstellen

In diesem Schritt geht es darum herauszufinden, welche Stoffe reduziert und welche oxidiert werden, um die Teilreaktionsgleichungen aufzustellen. Dafür musst du zuerst feststellen, wie viele Elektronen jeweils abgegeben (Oxidation) und aufgenommen (Reduktion) werden. Danach gleichst du die Ladungen und schließlich die Stoffe aus. Hier kannst du nun üben die Teilreaktionen für die Redoxreaktionen aufzustellen:

Beispiel 1: Calcium reagiert mit Chlor in saurem Milieu zu Calciumchlorid.

Oxidationszahlen:       0       0         +II -I 
Reaktionsgleichung: Ca + Cl2 ⇢ CaCl2

  1. Elektronen aufschreiben:
    Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e–
    Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–
  2. Ladung ausgleichen:
    Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e–
    Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–
  3. Atome ausgleichen:
    Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e–
    Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–
  4. Ausgleichen der Elektronen:
    Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e–| • 1
    Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–| • 1

Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff. Die Reaktion findet im sauren Milieu statt.

Oxidationszahlen:        0     +I -I      +II -I        0
Reaktionsgleichung: Zn + HCl ⇢ ZnCl2 + H2

  1. Elektronen aufschreiben:
    Oxidation: Zn → ZnCl2 + 2 e–
    Reduktion: H2O + 2 e– → H2
  2. Ladungen ausgleichen:
    Oxidation: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + 2 e– + 2 H+
    Reduktion: H2O + 2 e– + 2 H+ → H2Hier müssen bereits alle Atome außer Sauerstoff und Wasserstoff ausgeglichen werden.
  3. Atome ausgleichen:
    Oxidation: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + 2 e– + 2 H+
    Reduktion: H2O + 2 e– + 2 H+ → H2 + H2O
  4. Ausgleichen der Elektronen:
    Oxidation: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + 2 e– + 2 H+| • 1
    Reduktion: H2O + 2 e– + 2 H+ → H2 + H2O| • 1

Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren im alkalischen Milieu zu Kupfer und Wasser.

Oxidationszahlen:      +II -II    0            0    +I -II 
Reaktionsgleichung: CuO + H2 ⇢ Cu + H2O

  1. Elektronen aufschreiben:
    Oxidation: H2 → H2O + 2 e–
    Reduktion: CuO + 2 e– → Cu
  2. Ladungen ausgleichen:
    Oxidation: H2 + 2 OH– → H2O + 2 e–
    Reduktion: CuO + 2 e– → Cu + 2 OH–
  3. Atome ausgleichen:
    Oxidation: H2 + 2 OH– → 2 H2O + 2 e–
    Reduktion: CuO + 2 e– + H2O → Cu + 2 OH–
  4. Ausgleichen der Elektronen:
    Oxidation: H2 + 2 OH– → 2 H2O + 2 e–| • 1
    Reduktion: CuO + 2 e– + H2O → Cu + 2 OH–| • 1

Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren im sauren Milieu zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.

Oxidationszahlen:    +I +IV -II    0    +I +VI -II  +I -I
Reaktionsgleichung: H2SO3 + I2 ⇢ H2SO4 + HI

  1. Elektronen aufschreiben:
    Oxidation: H2SO3 → H2SO4 + 2 e–
    Reduktion: I2 + 2 e– → 2 HI
  2. Ladungen ausgleichen:
    Oxidation: H2SO3 → H2SO4 + 2 e– + 2 H+
    Reduktion: I2 + 2 e– + 2 H+ → 2 HI
  3. Atome ausgleichen:
    Oxidation: H2SO3 + H2O → H2SO4 + 2 e– + 2 H+
    Reduktion: I2 + 2 e– + 2 H+ → 2 HI
  4. Ausgleichen der Elektronen:
    Oxidation: H2SO3 + H2O → H2SO4 + 2 e– + 2 H+| • 1
    Reduktion: I2 + 2 e– + 2 H+ → 2 HI| • 1
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Übung: Schritt 4 – Gesamtgleichung aufstellen

Hast du die Teilreaktionen aufgestellt, kannst du aus ihnen die Gesamtgleichung/Redoxreaktionsgleichung aufstellen. Dafür musst du nur die Teilgleichungen zusammenfügen und Teilchen/Moleküle, die auf beiden Seiten des Reaktionspfeils vorkommen, kürzen:

Beispiel 1: Calcium reagiert mit Chlor im sauren Milieu zu Calciumchlorid.

  • Oxidationszahlen:       0       0         +II -I 
    Reaktionsgleichung: Ca + Cl2 ⇢ CaCl2
  • Teilgleichungen:
      1. Oxidation: Ca → Ca2+ + 2 e
      2. Reduktion: Cl2 + 2 e → 2 Cl
  • Addierte Teilgleichungen: Ca + Cl2 + 2 e– → 2 Cl– + Ca2+ + 2 e– bzw. Ca + Cl2 + 2 e– → 2 CaCl2 + 2 e–
  • Kürzungen: Ca + Cl2 + 2 e– → 2 CaCl2 + 2 e–
  • Gesamtgleichung: Ca + Cl2 → 2 CaCl2

Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff. Die Reaktion findet im sauren Milieu statt.

  • Oxidationszahlen:        0     +I -I      +II -I        0
    Reaktionsgleichung: Zn + HCl ⇢ ZnCl2 + H2
  • Teilgleichungen:
      1. Oxidation: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + 2 e + 2 H+
      2. Reduktion: H2O + 2 e + 2 H+ → H2 + H2O
  • Addierte Teilgleichungen: Zn + 2 HCl + H2O + 2 e– + 2 H+ → H2 + H2O + ZnCl2 + 2 e– + 2 H+
  • Kürzungen: Zn + 2 HCl + H2O + 2 e– + 2 H+ → H2 + H2O + ZnCl2 + 2 e– + 2 H+
  • Gesamtgleichung: Zn + 2 HCl → H2 + ZnCl2

Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren im alkalischen Milieu zu Kupfer und Wasser.

  • Oxidationszahlen:      +II -II    0            0    +I -II 
    Reaktionsgleichung: CuO + H2 ⇢ Cu + H2O
  • Teilgleichungen:
      1. Oxidation: H2 + 2 OH → 2 H2O + 2 e
      2. Reduktion: CuO + 2 e + H2O → Cu + 2 OH
  • Addierte Teilgleichungen: H2 + 2 OH– + CuO + 2 e– + H2O → Cu + 2 OH– + 2 H2O + 2 e–
  • Kürzungen: H2 + 2 OH– + CuO + 2 e– + H2O → Cu + 2 OH– + 2 1 H2O + 2 e–
  • Gesamtgleichung: H2 + CuO → Cu + H2O

Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren im sauren Milieu zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.

  • Oxidationszahlen:    +I +IV -II    0    +I +VI -II  +I -I
    Reaktionsgleichung: H2SO3 + I2 ⇢ H2SO4 + HI
  • Teilgleichungen:
      1. Oxidation: H2SO3 + H2O → H2SO4 + 2 e + 2 H+
      2. Reduktion: I2 + 2 e + 2 H→ 2 HI  
  • Addierte Teilgleichungen: H2SO3 + H2O + I2 + 2 e– + 2 H+ → 2 HI + H2SO4 + 2 e– + 2 H+
  • Kürzungen: H2SO3 + H2O + I2 + 2 e– + 2 H+ → 2 HI + H2SO4 + 2 e– + 2 H+
  • Gesamtgleichung: H2SO3 + H2O + I2 → 2 HI + H2SO4
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Redoxreaktionen Erklärung

Sind bei den Übungen hier und da noch Fragen aufgekommen? Antworten auf all deine möglichen Fragen bekommst du in unseren verschiedenen Videos rund um das Thema Redoxreaktionen, also schau vorbei!

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