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Chemie
Anorganische Verbindungen – Eigenschaften und Reaktionen
Oxidation und Reduktion
Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Übungen zur Redoxreaktion sind ideal, um das Aufstellen einer Redoxgleichung zu festigen. Nach fünf einfachen Schritten wirst du Redoxgleichungen sicher beherrschen. Interessiert? Erkunde den gesamten Ablauf anhand von Kupfer und Salpetersäure!

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Inhaltsverzeichnis zum Thema Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung
Übungen zur Redoxreaktion – Voraussetzungen
Aufstellen von Redoxgleichungen ohne das Ermitteln von Oxidationszahlen
Zusammenfassung – Aufstellen von Redoxgleichungen

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Lerntext zum Thema Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Du kannst eine Redoxgleichung mithilfe von fünf Schritten aufstellen, die wir verkürzt so formulieren können:

Wortgleichung aufstellen (Edukte und Produkte mit Summenformeln benennen)
Formelgleichung aufstellen (Oxidation und Reduktion zuordnen und Gleichung mit Summenformeln aufstellen)
Teilgleichungen aufstellen (Teilreaktionen ausgleichen und zu Gesamtreaktion addieren)
Gesamtgleichung formulieren (Redoxgleichung vervollständigen)
Kontrolle (Gesamtgleichung noch einmal kontrollieren)

Dieser Text ist als Übung gedacht: Wir stellen Schritt für Schritt eine Redoxgleichung am Beispiel der Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure auf. Versuche jeden einzelnen Schritt erst selbst und sieh dir dann jeweils die Lösung an!

Übungen zur Redoxreaktion – Voraussetzungen

In der Aufgabenstellung zur Aufstellung einer Redoxgleichung sollten stets die Edukte und Produkte genannt sein. Eine Aufgabenstellung zu unserer Übung könnte zum Beispiel folgendermaßen lauten:

Kupfer reagiert mit Salpetersäure zu einem blauen Kupfersalz, Kupfer(II)‑nitrat. Außerdem bildet sich das Gas Stickstoffmonoxid und es entsteht Wasser. Stelle die Redoxgleichung dieser Reaktion auf!

Aufstellen der Wortgleichung

Los geht's! Stelle eine einfache Wortgleichung auf, indem du die Namen der Edukte und Produkte der Aufgabenstellung entnimmst.
Das Aufstellen der zugehörigen Summenformeln kannst du entweder auch gleich hier oder erst im nächsten Schritt vornehmen.

Stelle die Wortgleichung auf, um einen ersten Überblick über die reagierenden Stoffe zu erhalten.

Aufstellen der Formelgleichung

Gleich zum nächsten Schritt! Stelle die einzelnen Summenformeln der Edukte und Produkte auf und bilde damit eine einfache Formelgleichung.

Stelle die Formelgleichung auf. Diese soll alle Summenformeln enthalten, muss aber nicht ausgeglichen sein.

Das Elementsymbol für Kupfer ist $\ce{Cu}$ . Die Summenformel für Salpetersäure lautet $\ce{HNO3}$ und die Summenformel für Kupfer(II)‑nitrat muss $\ce{Cu(NO3)2}$ lauten, da das Kupferion als zweiwertig angegeben ist, während das Nitration einwertig ist $\left( \ce{NO3^-} \right)$ .
Die Summenformel von Stickstoffmonoxid kannst du aus dem Namen ableiten, denn mono bedeutet hier, dass der Stickstoff mit nur einem Sauerstoffatom pro Molekül verbunden ist. Stickstoffmonoxid muss also die Summenformel $\ce{NO}$ haben. Wasser hat bekanntermaßen die Summenformel $\ce{H2O}$ . Also folgt:

$\ce{Cu + HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + H2O}$

Merke dir an dieser Stelle:

Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ besteht aus einem einfach positiv geladenen Wasserstoffion $\left( \ce{H+} \right)$ und einem einfach negativ geladenen Nitration $\left( \ce{NO3^{-}} \right)$ .
Kupfer(II)‑nitrat besteht aus einem zweifach positiv geladenen Kupferion $\left( \ce{Cu^{2+}} \right)$ und zwei einfach negativ geladenen Nitrationen $\left( \ce{NO3^{-}} \right)$ .
Stickstoffmonoxid besteht theoretisch aus einem Stickstoffion $\left( \ce{N^{2+}} \right)$ und einem Sauerstoffion $\left( \ce{O^{2-}} \right)$ . In dieser Betrachtung muss das Stickstoffion zweifach positiv geladen sein, da das Sauerstoffion (wie fast immer) zweifach negativ geladen ist.

Die Ladungen der Atome und die daraus resultierenden Oxidationszahlen innerhalb der Stoffe sind wichtig. Notiere sie dir jeweils über den Atomen in der Reaktionsgleichung.

Prinzipiell ist es auch möglich, eine Redoxgleichung ohne Kenntnis der Oxidationszahlen aufzustellen. Allerdings kannst du die Teilreaktionen von Oxidation und Reduktion nur dann korrekt zuordnen und aufstellen, wenn du weißt (oder aus dem Periodensystem herauslesen kannst), wie viele Elektronen von den einzelnen Reaktionsteilnehmern jeweils aufgenommen und abgegeben werden.

Wiederholen wir kurz ein paar einfache Merkregeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen:

Oxidationszahlen bestimmen:

Reine Elemente haben immer eine Oxidationszahl von $\ce{0}$ .
Sauerstoff $\left( \ce{O} \right)$ hat in Verbindungen fast immer die Oxidationszahl $\ce{-II}$ .
Wasserstoff $\left( \ce{H} \right)$ hat in Verbindungen fast immer die Oxidationszahl $\ce{+I}$ .
Andere Nichtmetalle wie Stickstoff $\left( \ce{N} \right)$ können in Verbindungen unterschiedliche Oxidationszahlen haben (abhängig vom Bindungspartner).
Bei Metall‑Kationen und Säurerest‑Anionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions (mit dem entsprechenden Vorzeichen).

Die Wertigkeit im Namen einer Verbindung gibt die Oxidationsstufe und damit die Oxidationszahl an. Kupfer in Kupfer(II)‑nitrat hat also die Oxidationszahl $\ce{+II}$ .

Damit ergeben sich folgende Oxidationszahlen:

$\begin{array}{ccccccccc} \scriptsize \ce{0} & & \scriptsize \ce{+I} \, \scriptsize \ce{+V} \, \scriptsize \ce{-II} & & \scriptsize \ce{+II} \, \scriptsize \ce{+V} \, \scriptsize \ce{-II} & & \scriptsize \ce{+II\,-II} & & \scriptsize \ce{+I\,-II} \\ \ce{Cu \, & + & \, HNO3 & \, -> \, & Cu(NO3)2 & \, + & \, NO \, & + & \, H2O} \end{array}$

Aufstellen der Teilgleichungen

Jetzt kannst du die Teilreaktionen der Oxidation und Reduktion bestimmen. Das geht ganz einfach anhand der Oxidationszahlen:

Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahl größer wird. Dieses Atom gibt Elektronen ab, wird also oxidiert.
Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahl kleiner wird. Dieses Atom nimmt Elektronen auf, wird also reduziert.

Bestimme, welcher Reaktionsteilnehmer oxidiert wird und welcher reduziert wird.

Die Oxidationszahl von Kupfer nimmt (im Vergleich zum Kupferion) von $\ce{0}$ auf $\ce{+II}$ zu. Kupfer wird also oxidiert.
Die Oxidationszahl von Stickstoff in der Salpetersäure sinkt von $\ce{+V}$ auf $\ce{+II}$ im Stickstoffmonoxid. Stickstoff wird also reduziert.
Allerdings bleibt das Nitratanion im Kupfer(II)‑nitrat einfach negativ geladen, dort ändert sich also im Vergleich zum Nitratanion in der Säure nichts. Das bedeutet, dass insgesamt gesehen nur ein Teil der Nitratanionen reduziert wird und ein weiterer Anteil unverändert bleibt.

Mit diesem Wissen kannst du nun die Teilgleichungen von Oxidation und Reduktion formulieren.

Notiere, wie viele Elektronen abgegeben und wie viele Elektronen aufgenommen werden müssen. Schreibe dann die abgegebenen Elektronen rechts vom Reaktionspfeil und die aufgenommenen Elektronen links vom Reaktionspfeil der jeweiligen Teilreaktion.

Die Oxidationszahl von Kupfer nimmt um $2$ zu, also gibt Kupfer $2$ Elektronen ab.
Die Oxidationszahl von Stickstoff nimmt um $3$ ab, also nimmt Stickstoff $3$ Elektronen auf.

$\begin{array}{llclcl} \text{Oxidation:} & \ce{Cu} & \ce{->} & \ce{Cu^{2+}} & + & \ce{2 e^-} \end{array}$
$\begin{array}{llclcl} \text{Reduktion:} & \ce{NO3^-} & + & \ce{3 e^-} & \ce{->} & \ce{NO} \end{array}$

Alles, was wir bisher aufgestellt haben, konnten wir allein mithilfe der Oxidationszahlen herleiten. Jetzt kommt der entscheidende Schritt, für den ein bisschen mathematisches Geschick notwendig ist: das Ausgleichen der Teilgleichungen.

Da in der Reduktion vier negative Ladungen auf der linken Seite vom Reaktionspfeil stehen, aber die Ladung rechts vom Reaktionspfeil neutral ist, müssen wir hier die Ladungen ausgleichen. Dazu addieren wir vier Protonen $\left( \ce{H^+} \right)$ auf der linken Seite vom Reaktionspfeil. (Das können wir tun, weil die Redoxreaktion aufgrund der Salpetersäure in einem sauren Milieu stattfinden.)

$\begin{array}{llclcl} \text{Oxidation:} & \ce{Cu} & \ce{->} & \ce{Cu^{2+}} & + & \ce{2 e^-} \end{array}$
$\begin{array}{llclclcl} \text{Reduktion:} & \ce{NO3^-} & + & \ce{3 e^-} & + & \ce{4 H^+} & \ce{->} & \ce{NO} \end{array}$

Jetzt stehen allerdings in der Reduktion links vom Reaktionspfeil vier Wasserstoffionen, die rechts vom Reaktionspfeil fehlen. Aber wir können die Stoffe ausgleichen, indem wir rechts vom Reaktionspfeil Wassermoleküle addieren. (Das ist erlaubt, weil Wasser ja ohnehin eines der Produkte der Reaktion ist.)

$\begin{array}{llclcl} \text{Oxidation:} & \ce{Cu} & \ce{->} & \ce{Cu^{2+}} & + & \ce{2 e^-} \end{array}$
$\begin{array}{llclclclcl} \text{Reduktion:} & \ce{NO3^-} & + & \ce{3 e^-} & + & \ce{4 H^+} & \ce{->} & \ce{NO} & + & \ce{2 H2O} \end{array}$

Schließlich müssen wir du die Anzahl der Elektronen in den Teilgleichungen ausgleichen, sodass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen übereinstimmt.

Multipliziere die Oxidation mit $3$ und die Reduktion mit $2$ , um die Anzahl der übertragenen Elektronen auszugleichen. Wie lauten damit die Teilgleichungen?

$\begin{array}{llclcl}\text{Oxidation:} & \ce{3 Cu} & \ce{->} & \ce{3 Cu^{2+}} & + & \ce{6 e^-} \end{array}$
$\begin{array}{llclclclcl}\text{Reduktion:} & \ce{2 NO3^-} & + & \ce{6 e^-} & + & \ce{8 H^+} & \ce{->} & \ce{2 NO} & + & \ce{4 H2O} \end{array}$

Manchmal wir das nun folgende Addieren der Teilgleichungen noch zum dritten Schritt gezählt, manchmal zählt es schon zum vierten. Wir zählen es hier mal zum vierten, also zum nächsten Schritt.

Aufstellen der Gesamtgleichung

Nun kannst du also mithilfe der Teilreaktionen, die wir im vorherigen Schritt aufgestellt haben, die Redoxreaktion formulieren. Die Gesamtgleichung ergibt sich, in dem jeweils die linken und rechten Seiten der Teilgleichungen addiert werden. Da dann auf beiden Seiten die übertragenen Elektronen stehen, können diese gekürzt werden – sie fallen also heraus.

Addiere die Teilgleichungen der Oxidation und Reduktion und kürze die Elektronen.

$\begin{array}{llclcl} \text{Oxidation:} & \ce{3Cu} & \ce{->} & \ce{3 Cu^{2+}} & + & \ce{6 e^-} \end{array}$
$\begin{array}{llclclclcl} \text{Reduktion:} & \ce{2 NO3^-} & + & \ce{6 e^-} & + & \ce{8 H^+} & \ce{->} & \ce{2 NO} & + & \ce{4 H2O} \end{array}$

$\begin{array}{llclclclclcl} \text{Redoxreaktion:} & \ce{3 Cu} & + & \ce{2 NO3^-} & + & \ce{8 H^+} & \ce{->} & \ce{3 Cu^{2+}} & + & \ce{2 NO} & + & \ce{4 H2O} \end{array}$

Das kann aber noch nicht die endgültige Redoxgleichung sein, denn das sind nicht die Edukte und Produkte, die in der Aufgabenstellung angegeben waren. Es müssen noch fehlende Reaktionsteilnehmer ergänzt werden – nämlich die Nitrationen. Links müssen sich die Nitrationen $\left( \ce{NO3^-} \right)$ und die Wasserstoffionen $\left( \ce{H^+} \right)$ vollständig zu Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ ergänzen und rechts muss Kupfer(II)‑nitrat $\left( \ce{Cu(NO3)2} \right)$ stehen, so wie wir es in den ersten beiden Schritten bestimmt hatten – allerdings jetzt korrekt ausgeglichen.

Ergänze die Redoxreaktion mit Nitrationen, sodass die Gesamtgleichung ausgeglichen ist.

Aus der Oxidation können wir entnehmen, dass rechts vom Reaktionspfeil drei Kupfer(II)‑Kationen und damit am Ende auch drei Kupfer(II)‑nitrat‑Teilchen stehen müssen. Das bedeutet, dass wir insgesamt auf der rechten Seite noch sechs Nitratanionen brauchen.
Entsprechend müssen auch auf der linken Seite sechs Nitratanionen ergänzt werden. Das passt, denn wenn wir diese mit den acht Wasserstoffionen verrechnen, erhalten wir links vom Reaktionspfeil insgesamt acht Teilchen Salpetersäure:

$\ce{3 Cu + 8 NO3^- + 8 H^+ -> 3 Cu^{2+} + 6 NO3^- + 2 NO + 4 H2O}$

$\ce{3 Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O}$

Damit ist Redoxgleichung für die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure vollständig und korrekt aufgestellt.

Kontrollieren des Ergebnisses

Zuletzt solltest du die aufgestellte Redoxgleichung noch einmal überprüfen. Zähle dazu jeweils links und rechts vom Reaktionspfeil, wie oft die Atome jeder einzelnen Sorte vorkommen.

Auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung muss die Anzahl der Atome jeder Sorte jeweils gleich sein und auch die elektrischen Ladungen müssen links und rechts gleich sein.

Zähle alle Atome links und rechts und vergleiche die beiden Seiten miteinander.

	links	rechts
$\ce{Cu}$	$3$	$3$
$\ce{H}$	$8$	$4 \cdot 2 = 8$
$\ce{N}$	$8$	$3 \cdot 2 + 2 = 8$
$\ce{O}$	$8 \cdot 3 = 24$	$3 \cdot 3 \cdot 2 + 2 + 4 = 24$
Ladungen	$8 \cdot (-1) + 8 \cdot (+1) = 0$	$3 \cdot (+2) + 6 \cdot (-1) = 0$

Wir haben links vom Reaktionspfeil jeweils gleich viel einer Atomsorte wie rechts vom Reaktionspfeil, also haben wir alles richtig gemacht.

Aufstellen von Redoxgleichungen ohne das Ermitteln von Oxidationszahlen

Einfache Redoxgleichungen wie die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure kannst du theoretisch auch ohne Kenntnis der Oxidationszahlen aufstellen und ohne zu wissen, wie viele Elektronen jeweils abgegeben und aufgenommen werden.

Sehen wir uns noch einmal die Formelgleichung aus dem zweiten Schritt an:

$\ce{Cu + HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + H2O}$

Wir müssen nicht unbedingt wissen, wie viele Elektronen bei der Reaktion übertragen werden. Alles was wir tun müssen, um eine korrekte Gesamtgleichung zu erhalten, ist, diese Reaktionsgleichung auszugleichen. Dann haben wir zwar keine Teilgleichungen von Oxidation und Reduktion ermittelt – aber wenn danach nicht gefragt war, ist das kein Problem.

Zählen wir also nun die Atome links und rechts vom Reaktionspfeil.

	links	rechts
$\ce{Cu}$	$1$	$1$
$\ce{H}$	$1$	$2$
$\ce{N}$	$1$	$3 \cdot 2 + 1 = 7$
$\ce{O}$	$3$	$3 \cdot 2 + 1 + 1 = 8$

Die Anzahl der Wasserstoffatome, der Stickstoffatome und der Sauerstoffatome ist jeweils links und rechts vom Reaktionspfeil ungleich.

Gleiche zuerst die Anzahl der Sauerstoffatome aus, indem du das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) von $3$ und $8$ ermittelst und auf beiden Seiten entsprechenden Faktoren ergänzt.

Das kleinste gemeinsame Vielfache von $3$ und $8$ ist $24$ . Das heißt, links und rechts vom Reaktionspfeil müssen jeweils $24$ Sauerstoffatome stehen. Das erreichst du, indem du zunächst links vom Reaktionspfeil eine $8$ vor $\ce{HNO3}$ ergänzt:

$\ce{Cu + 8 HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + H2O}$

Dann siehst du nämlich, dass jetzt links vom Reaktionspfeil acht Wasserstoffatome stehen. Ergänze daher rechts vom Reaktionspfeil eine $4$ vor $\ce{H2O}$ , sodass du nun auch rechts acht Wasserstoffatome stehen hast:

$\ce{Cu + 8 HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO + 4 H2O}$

Auf der rechten Seite fehlen jetzt noch dreizehn Sauerstoffatome. Verteile so viele Sauerstoffatome wie möglich auf das Kupfer(II)‑nitrat, denn das liefert die meisten Sauerstoffatome. Maximal sind drei Teilchen Kupfer(II)‑nitrat möglich – so erhältst du achtzehn Sauerstoffatome durch das Kupfer(II)‑nitrat:

$\ce{Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 + NO + 4 H2O}$

Jetzt fehlen auf der rechten Seite nur noch ein Stickstoffatom und ein Sauerstoffatom. Du erreichst diese Anzahl an Teilchen, indem du vor $\ce{NO}$ eine $2$ setzt.

$\ce{Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O}$

Gleiche noch auf der linken Seite die Kupferatome aus, indem du vor $\ce{Cu}$ eine $3$ setzt:

$\ce{3 Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O}$

Damit hast du ganz ohne Teilgleichungen, Oxidationszahlen und Elektronen die korrekte Redoxgleichung aufgestellt.

Das war allerdings auch ganz schön langwierig und nicht unbedingt einfacher als das systematische Vorgehen mit den Teilgleichungen, oder? Außerdem sieht man einer Formelgleichung nicht immer sofort an, wie schwer sie auszugleichen ist – da kann man sich ganz schnell furcht bar verrennen!
Der Weg über die Oxidationszahlen ist oft einfacher und sicherer – und mit den praktisch feststehenden Oxidationszahlen von Wasserstoff $\left( \ce{+I} \right)$ und Sauerstoff $\left( \ce{-II} \right)$ ist das meist ja auch gar nicht so kompliziert.

Zusammenfassung – Aufstellen von Redoxgleichungen

Du kannst eine Redoxgleichung mithilfe der folgenden fünf Schritte aufstellen:

Wortgleichung aufstellen
Formelgleichung aufstellen
Teilgleichungen aufstellen
Gesamtgleichung formulieren
Kontrolle

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Lerntext Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung kannst du es wiederholen und üben.

Ordne die Schritte zur Aufstellung einer Redoxgleichung.
Tipps

Überlege, was du zuerst wissen musst, um eine Redoxgleichung aufzustellen.

Eine Oxidation findet statt, wo die Oxidationszahl größer wird.

Lösung
1. Aus einer Aufgabenstellung filterst du zuerst die Informationen heraus, indem du alle Edukte und Produkte in einer Reaktionsgleichung aufschreibst.
2. Anschließend bestimmst du alle Oxidationszahlen und notierst sie.
3. Nun kannst du leicht die Reduktion und Oxidation voneinander unterscheiden. Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl größer, während sie bei der Reduktion kleiner wird. Nun kannst du beide Teilgleichungen notieren. Erinnere dich, die Differenz der Oxidationszahlen entspricht den abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen.
4. Beim Notieren der Redoxgleichung, bei der du Oxidation und Reduktion zusammenfasst, solltest du beachten, dass die Anzahl der Elektronen gleich sein sollte. Entsprechend musst du vielleicht die Oxidation an die Reduktion anpassen oder umgekehrt, indem du sie mit dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Elektronenanzahl multiplizierst. Falls an der Redoxgleichung eine Säure beteiligt ist, solltest du an dieser Stelle die Säurereaktion ausgleichen, indem du die Anzahl an Sauerstoffatomen und Wasserstoffatomen prüfst und angleichst.
5. Du fügst nun die abgeänderten Koeffizienten in deine Redoxgleichung ein.
6. Anschließend prüfst du, ob die Anionenverteilung gleichmäßig ist. Denn auf der Eduktseite müssen genauso viele Anionen stehen wie auf der Produktseite. Demzufolge setzt du die restlichen Koeffizienten in die Gleichung ein.
7. Zum Schluss prüfst du noch einmal, ob die Eduktseite stofflich mit der Produktseite übereinstimmt. Denn ganz wichtig: Nichts geht in einer chemischen Reaktion verloren.
Vervollständige die Redoxgleichung zwischen Eisen(II)-chlorid und Kaliumpermanganat.

Tipps

Die Redoxreaktion muss stofflich ausgeglichen sein.

Lösung

Die Reaktion von Kaliumpermanganat ( $KMnO_4$ ) zu Mangan(II)-sulfat ( $MnSO_4$ ) ist die Reduktion, da sich die Oxidationsstufe von Mangan von $+7$ auf $+2$ verringert. Entsprechend wird Eisen(II)-chlorid mit der Oxidationsstufe $+2$ von Eisen zu $+3$ von Eisen(III)-chlorid oxidiert.
Es werden bei der Oxidation 1 Elektron abgegeben und bei der Reduktion 5 Elektronen aufgenommen. Der kleinste gemeinsame Vielfache ist 5. Du musst also die Oxidationsreaktion mit 5 multiplizieren, um die Redoxreaktion auszugleichen. Anschließend gleichst du die Sauerstoff- und Wasserstoffatome der Säurereaktion aus und trägst die Koeffizienten ein.
Nun vergleichst du die Anionenverteilung. Auf der Eduktseite befinden sich 10 Chloridanionen. Auf der Produktseite steht bereits ein Chloridanion in Kaliumchlorid. Die verbleibenden 9 Chloridanionen müssen sich also in $FeCl_3$ befinden. Um dort auf 9 Anionen zu gelangen, musst du mit dem Koeffizienten 3 multiplizieren.
Zum Schluss prüfst du, ob die Atome auf der Eduktseite mit der Produktseite übereinstimmen.
Bestimme Oxidation und Reduktion in folgenden Beispielen.

Tipps

Bei einer Reduktion wird die Oxidationszahl des Elementes kleiner.

Reduktion und Oxidation müssen immer zusammen ablaufen.

Lösung

Reduktion und Oxidation laufen immer zusammen ab. Wird also in einer Gleichung ein Element reduziert, wird ein anderes in der Redoxgleichung oxidiert. Die Oxidation erkennst du daran, dass sich die Oxidationszahl bei einem Element erhöht. Die Reduktion erkennst du daran, dass sich die Oxidationszahl verringert. Liegen Ionen vor, entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Hier kannst du ganz leicht ablesen, ob sich die Oxidationszahl erhöht oder verringert.
Stelle die Redoxgleichung von Eisen(III)-oxid mit Aluminium zu Eisen und Aluminiumoxid auf.

Tipps

Notiere zuerst die richtigen Edukte und Produkte.

Überlege dir die Oxidationszahlen. Bei einer Vergrößerung der Oxidationszahl handelt es sich um die Oxidation.

Die Differenz der Oxidationszahlen gibt die Anzahl der ausgetauschten Elektronen wieder.

Die Anzahl der aufgenommenen Elektronen muss mit der Anzahl der abgegebenen Elektronen übereinstimmen.

Füge die neuen Koeffizienten ein und vergleiche die Atome der Eduktseite mit denen der Produktseite. Es muss die gleiche Anzahl vorhanden sein.

Lösung

Zuerst notierst du dir die richtigen Edukte und Produkte:
$Fe_2O_3 + Al \rightarrow Fe + Al_2O_3$
Die Oxidation ist schnell bestimmt: Die Oxidationszahl 0 von Aluminium erhöht sich zu +3 von Aluminiumoxid. Es werden 3 Elektronen abgegeben. Bei der Reduktion werden 3 Elektronen aufgenommen. Die Elektronen müssen also nicht ausgeglichen werden, da genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden.
Nun musst du noch stofflich ausgleichen. Da Eisen(II)-oxid zwei Eisenatome enthält, müssen auf der Produktseite ebenfalls 2 Eisenatome stehen. Genauso verhält es sich beim Aluminium.
Ausgeglichen lautet die Gleichung nun also:
$Fe_2O_3 + 2 Al \rightarrow 2 Fe + 1 Al_2O_3$
Gib an, was dein Lehrer dir unbedingt bei einer Redox-Aufgabe nennen sollte.

Tipps

Überlege dir, wie du beim Aufstellen einer Redoxgleichung vorgehst und an welchem Punkt du möglicherweise nicht weiter kommst, wenn dir eine bestimmte Information fehlt.

Lösung

Dein Lehrer sollte dir immer sagen, welche Edukte und Produkte an der Redoxgleichung beteiligt sind. Denn einige Edukte reagieren zu unterschiedlichen Produkten, je nach dem, unter welchen Bedingungen diese Reaktion abläuft. So kann Kaliumpermanganat einerseits zu Braunstein oder unter sauren Bedingungen zu Mangan(II)-sulfat reagieren.
Stelle die Redoxgleichung auf.

Tipps

Notiere dir die Oxidationszahlen der Edukte und Produkte.

Bestimme Oxidation und Reduktion. Du kannst anhand der Oxidationszahlen ablesen, wie viele Elektronen aufgenommen und abgegeben werden.

Die Anzahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen muss gleich sein.

Lösung

Elementares Kupfer hat die Oxidationszahl 0. Kupferionen besitzen die Oxidationszahl +2. Da sich die Oxidationszahl erhöht, ist dies die Oxidation. Die Reduktion ist die Reaktion von $NO_3^-$ zu $NO_2$ . Hier verringert sich die Oxidationszahl um 1. Bei der Oxidation werden 2 Elektronen abgegeben, bei der Reduktion wird ein Elektron aufgenommen. Um einen Ausgleich zu schaffen, multiplizierst du die Reduktionsgleichung mit 2. Der Sauerstoffausgleich erfolgt über Wassermoleküle.
Abschließend musst du noch stofflich ausgleichen:
$Cu + 2 NO_3^- + 4 H^+ \rightleftharpoons 2 NO_2 + Cu^{2+} + 2 H_2O$

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Die Autor*innen

sofatutor Team

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

lernst du in der Unterstufe 4. Klasse - Oberstufe 5. Klasse - 6. Klasse - 7. Klasse

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