Lernprogramm zum Erstellen von Redoxgleichungen HNO3 Cu ! ? NO2 H2O ? ü 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 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 (SO42-) : + ---> + Langsam 4x anklicken MnO4- SO32- Mn2+ SO42- Zur Übung

Regel2 Regel Nr. 2 Beispiel 1 MnO4- + SO32- ---> Mn2+ + SO42- 2 Schritt 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+ + SO42- (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 8x anklicken Regel2 +VII +IV +II +VI Oxidation Reduktion +VII +IV +II +VI Zur Übung

Regel3 Regel Nr. 3 Beispiel 1 MnO4- + SO32- ---> Mn2+ + SO42- 2 Schritt Regel Nr. 3 Beispiel 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! Regel3 Oxidation Reduktion +VII +IV +II +VI MnO4- + SO32- ---> Mn2+ + SO42- MnO4- ---> Mn2+ +VII +II SO32- ---> SO42- +IV +VI Zur Übung

Regel4 Regel Nr. 4 Beispiel 1 Red.: MnO4- ---> Mn2+ 2 Schritt Regel Nr. 4 Beispiel 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 Reduktion Elektronen aufgenommen werden, müssen diese links vom Reaktionspfeil stehen. 1x klicken! 2 Oxidation: Da bei einer Oxidation Elektronen abgegeben werden, müssen diese rechts vom Reaktionspfeil stehen. Regel4 D OZ = 5 Red.: MnO4- ---> Mn2+ D OZ = 2 Ox.: SO32- ---> SO42- +VII +II Red.: MnO4- + 5e- ---> Mn2+ +IV +VI Ox.: SO32- ---> SO42- + 2e- Zur Übung

Regel5 Regel Nr. 5 Beispiel 1 MnO4- + 5e- ---> Mn2+ 2 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. 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- ---> SO42- + 2e- Regel5 + 8H3O+ Differenz: +8 (links: 8H3O+) Summe: +2 = +2 + 2H3O+ -2 = Summe: -2 Differenz: -2 (rechts: 2H3O+) Zur Übung

Regel6 Regel Nr. 6 Beispiel 1 2 Atombilanz ausgleichen 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 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: 0 MnO4-+5e-+ 8H3O+  Mn2+ + 2 Oxidation: Anzahl der Sauerstoffatome links: 3 Anzahl der Sauerstoffatome rechts: 6 SO32- +  SO42- + 2e- + 2H3O+ Regel6 12H2O 2x klicken! Differenz: - 12 3H2O 2x klicken! Differenz: 3 Zur Übung

Regel7 Regel Nr. 7 Beispiel 1 2 Schritt Regel Nr. 7 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: 1 Red.: 5 x2 10 (=kgV) Ox.: 2 x5 MnO4-+5e- + 8H3O+  Mn2+ + 12H2O x2 SO32- + 3H2O  SO42- + 2e- + 2H3O+ x5 2 Erweiterte Teilreaktionen: 2MnO4-+10e- + 16H3O+  2Mn2+ + 24H2O 5SO32- + 15H2O  5SO42- + 10e- + 10H3O+ Regel7 Zur Übung

Regel8 Regel Nr. 8 Beispiel 1 2 Teilgleichungen „addieren“ Schritt Regel Nr. 8 Beispiel 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  5SO42- + 10e- + 10H3O+ 1 „addierte“ Teilgleichungen: 2MnO4- + 16H3O+ + 5SO32- + 15H2O  2Mn2+ + 24H2O + 5SO42- + 10H3O+ 2 Redox: (um überzählige Ionen gekürzt) 2MnO4- + 6H3O+ + 5SO32-  2Mn2+ + 9H2O + 5SO42- Regel8 Zur Übung

Regel9 Regel Nr. 9 Beispiel 1 2 Schritt Regel Nr. 9 Beispiel Wichtig am Schluss noch die Probe durchführen! Also kontrollieren, ob in der Redoxgleichung die Atom- und Ladungsbilanzen stimmen! 1 Atombilanz: z.B.: 2MnO4- + 6H3O+ + 5SO32-  2Mn2+ + 9H2O + 5SO42- 18H = 18H 2 Ladungsbilanz: 2MnO4- + 6H3O+ + 5SO32-  2Mn 2+ + 9H2O + 5SO42- -6 = -6 Regel9 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.

Zurück zum Hauptprogramm 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

Zurück zum Hauptprogramm 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 +III +VI +II +III Cr2O7 2- + Fe 2+ ---> Cr 3+ + Fe 3+ Redoxpaare: Cr2O7 2- / Cr 3+ und Fe2+/Fe3+ zurück

Zurück zum Hauptprogramm 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

Zurück zum Hauptprogramm 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: Red.: Cr2O7 2- + 6e- ---> 2 Cr 3+ (2x DOZ = 6) Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+ + e- +VI +III +II +III 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 = +6 Ox.: Fe 2+ ---> Fe 3+ + e- (kein Ladungsausgleich nötig) Zur nächsten Übung! zurück

Zurück zum Hauptprogramm 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: Red.: MnO4- + e- ---> MnO42- (kein Ladungsausgleich nötig!) Ox.: SO32- + 2OH- ---> SO42- + 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

Zurück zum Hauptprogramm 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

Zurück zum Hauptprogramm 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

Zurück zum Hauptprogramm 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+ geschafft!!! (trotzdem noch Regel 9 durchlesen!) zurück

Info Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl (OZ) ab Oxidation: Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl (OZ) an Reduktion: Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl (OZ) ab OZ 3 - 2 - 1 - 0 - -1 - -2 - -3 - zurück

Info 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

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: 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 Zurück zum Hauptprogramm

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: 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 Zurück zum Hauptprogramm

Lösung: 2Na+ + 2Br- + Cl2  2Na+ + 2Cl- + Br2 zurück

Lösung: 2Br- + Cl2  2Cl- + Br2 zurück

Info 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 +IV -II Bsp.: S O3 2- S O2 zurück

Info 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 zurück

Info Oxonium-Ionen: H3O+ Hydroxid-Ionen: OH - zurück