Du musst das Bestimmen von Oxidationszahlen und Aufstellen von Redoxreaktionen in Chemie noch üben? Dann bist du hier bei unseren Redoxreaktionen Übungen mit Lösung genau richtig!
Eine Redoxreaktion aufzustellen ist gar nicht so schwer, wenn du Schritt für Schritt so vorgehst:
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.
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.
Beispiel 2: Aluminium reagiert im alkalischen Milieu mit Eisen(III)-oxid zu Eisen und Aluminium(III)-oxid.
Beispiel 3: Bleioxid (PbO) reagiert mit Kohlenstoff im sauren Milieu zu Blei und Kohlenstoffdioxid.
Beispiel 4: Eisen(II)-oxid (FeO) reagiert im alkalischen Milieu mit Kohlenstoffmonoxid zu Eisen und Kohlenstoffdioxid.
Beispiel 5: Quecksilber und Salpetersäure reagieren im sauren Milieu zu Quecksilber(II)-nitrat und Stickstoffdioxid.
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.
alle Lösungen einblendenHier 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.
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.
Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff.
Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren zu Kupfer und Wasser.
Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.
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!
alle Lösungen einblendenEine 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
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
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
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
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
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.
Beispiel 2: Zink wird in Salzsäure aufgelöst. Dabei entstehen Zinkchlorid und Wasserstoff. Die Reaktion findet im sauren Milieu statt.
Beispiel 3: Kupferoxid und Wasserstoff reagieren im alkalischen Milieu zu Kupfer und Wasser.
Beispiel 4: Schweflige Säure und Iod reagieren im sauren Milieu zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff.
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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