Worum es geht
In der Klassenarbeit geht es um Redoxreaktionen: Elektronenübertragung, Teilgleichungen, Oxidationszahlen, die elektrochemische Spannungsreihe und Korrosion. Hilfsmittel: Periodensystem.
So gehst du vor
- Fülle zuerst die Selbsteinschätzung aus. Sie wird auf deinem Gerät gespeichert.
- Übe dort, wo du „–“ oder „– –“ angekreuzt hast. Neben jeder Aussage steht, welches Training passt.
- Schätze dich vor der Übungsstunde noch einmal ein und bring deinen Papierbogen mit.
Lernziele
- Oxidation, Reduktion und Redoxreaktion als Elektronenabgabe und -aufnahme erklären
- Teilgleichungen aufstellen, Elektronenbilanz ausgleichen, Gesamtgleichung formulieren
- Elektronendonator/-akzeptor sowie Oxidations- und Reduktionsmittel benennen, Redoxpaare angeben
- Oxidationszahlen in anorganischen und organischen Stoffen bestimmen und daraus Redoxreaktionen erkennen
- Mit der Spannungsreihe Reaktionen vorhersagen und begründen (z. B. Eisennagel in Kupfersulfat-Lösung)
- Fe²⁺- und Fe³⁺-Ionen nachweisen
- Korrosion und Korrosionsschutz mit der Spannungsreihe erklären
Operatoren nicht verwechseln
Beschreiben (AFB I): nur wiedergeben, was man sieht – z. B. „Der Nagel überzieht sich mit einem rotbraunen Belag.“
Deuten (AFB II–III): Beobachtungen erklären – z. B. „Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen von Eisen-Atomen auf und werden zu Kupfer reduziert.“
Selbsteinschätzung
++ sicher · + meistens · – unsicher · – – kann ich nicht. Deine Auswahl wird nur auf diesem Gerät gespeichert.
Teilgleichungen und Elektronenbilanz
Stelle auf Papier die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion auf, gleiche die Elektronen aus und trage dann die Koeffizienten der Gesamtgleichung ein. Der Koeffizient 1 wird nicht geschrieben – lass das Feld dann leer.
Die vier Schritte
- Ionenladung aus der Hauptgruppe ablesen (Metalle geben ab, Nichtmetalle nehmen auf).
- Teilgleichungen mit Stoffbilanz aufstellen: O₂ + 4 e⁻ → 2 O²⁻, Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻.
- Beide Teilgleichungen so multiplizieren, dass gleich viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden (kgV).
- Addieren, Elektronen kürzen, Ionen zur Formel zusammenfassen.
Oxidationszahlen-Trainer
Eingabe als römische Zahl (I, −II, 0) oder als Zahl (1, -2). Bei organischen Stoffen gilt die Zahl für jedes C-Atom der angegebenen Gruppe.
Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen
- Atome in Elementen (z. B. O₂, Fe) haben die Oxidationszahl 0.
- Metall-Ionen haben immer eine positive Oxidationszahl.
- Fluor hat immer −I.
- Wasserstoff hat I – in Verbindungen mit Metallen (Hydriden) −I.
- Sauerstoff hat −II – in Peroxiden (H₂O₂) −I.
- In Molekülen ist die Summe aller Oxidationszahlen 0, in Ionen gleich der Ladung.
- Organisch: Bindungselektronen zählen ganz zum elektronegativeren Partner, C–C-Bindungen werden geteilt. Oxidationszahl = 4 − zugeordnete Elektronen. Schnellregel: je Bindung zu H −1, zu O +1, C–C 0.
Spannungsreihe ordnen
Tippe die Kärtchen in der richtigen Reihenfolge an: vom unedelsten (links) zum edelsten (rechts). Auch der Wasserstoff hat seinen Platz. Antippen in der Reihe legt ein Kärtchen zurück.
Noch einzuordnen:
Tipps: Welche Versuche verraten die Reihenfolge?
- Ein Metall scheidet ein anderes aus dessen Salzlösung ab → es steht links davon (z. B. Eisennagel in Kupfersulfat: Eisen links von Kupfer).
- Metalle links vom Wasserstoff lösen sich in verdünnter Salzsäure unter Wasserstoffentwicklung.
- Alkalimetalle reagieren schon mit kaltem Wasser, Gold und Platin lösen sich erst in Königswasser.
Reagiert es – oder nicht?
Entscheide mit der Spannungsreihe. Danach siehst du Begründung und Gleichungen.
Elektrochemische Spannungsreihe (alle Stoffe aus diesen Versuchen):
Karteikarten: Fachbegriffe
Erkläre den Begriff zuerst im Kopf, dann tippe die Karte an.