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Aufstellen von Redoxgleichungen – Einführung 10:58 min

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Transkript Aufstellen von Redoxgleichungen – Einführung

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um das Aufstellen von Redoxgleichungen. Der Film gehört zur Reihe „Oxidation und Reduktion“. Als Vorkenntnisse solltest Du solides Wissen über Redoxreaktionen mitbringen. Dir sind die Begriffe „Redoxpaar“ und „Oxidationsstufen“ bekannt. Mein Ziel ist es, Dich zum Aufstellen von Redoxgleichungen zu befähigen. Das Video ist dreigeteilt. Im ersten Teil möchte ich euch mit dem Problem bekannt machen. Im zweiten Teil werde ich euch die Vorgehensweise erläutern. Und im dritten Teil möchte ich euch an drei Beispielen zeigen, wie Redoxgleichungen aufgestellt werden. Das Problem: Das Aufstellen von Redoxgleichungen kann mitunter Probleme bereiten. Als Beispiel einer Redoxreaktion nehmen wir die Reaktion von Eisen mit Salzsäure. Wenn wir nur die Wortgleichung können, so müssen wir aus den Wörtern die entsprechenden Edukte in Form von Formeln formulieren. Auch die Produkte müssen in Formelschreibweise dargestellt werden. Bedingung für eine korrekte Reaktionsgleichung, ist Ladungsgleichheit auf beiden Seiten. Daher muss hier die Zahl der HCl Moleküle verdoppelt werden. Durch diesen einfachen Kniff ist die Reaktionsgleichung nun ausgeglichen und korrekt. Ziel ist stets die Auffindung geeigneter Koeffizienten, um die Redoxgleichung korrekt zu gestalten. Vorgehensweise: Schritt A: Edukte und Produkte werden in Formeln dargestellt und die entsprechenden Oxidationszahlen an die Elemente angeschrieben. Schritt B: Durch die Differenzen der Oxidationszahlen, ergeben sich entsprechende Teilreaktionen. Oxidation, Elektronenabgabe und Reduktion, Elektronenaufnahme. Die Zahl aufgenommener Elektronen muss gleich die Zahl abgegebener Elektronen sein. Um dies zu erreichen, müssen mitunter Faktoren von beiden Teilreaktionen eingeführt werden. Schritt C: Die Teilreaktionen werden bilanziert, das bedeutet, man addiert sie. Die Elektronen auf beiden Seiten heben sich auf und man gelangt zur gesamten Redoxreaktion. Schritt D: Mitunter ist es notwendig, weitere Bestandteile in die Redoxreaktion einzufügen, um einen Ladungsausgleich, bzw. eine korrekte Bilanzierung auf beiden Seiten der Gleichung zu erhalten. Erst dann ergibt sich die vollständige Reaktionsgleichung. Beispiele: Beispiel eins: Magnesium reagiert mit Bromwasserstoffsäure zu Magnesiumbromid und Wasserstoff. Schritt A: Hier sind Edukte und Produkte in Formeln anzugeben und die entsprechenden Oxidationsstufen zu notieren. Mg und HBr sind die Edukte. MgBr₂ und H2 die Produkte. Die Oxidationsstufen sind: Mg null. H plus eins. Br minus eins. Mg plus zwei. Br minus eins. H null. Schritt B: Hier werden aus den Veränderungen der Oxidationszahlen die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion abgeleitet und gegebenenfalls mit bestimmten Faktoren versehen. Magnesium erfährt eine Veränderung der Oxidationszahl von null bis plus zwei. Also müssen zwei Elektronen abgegeben werden. Mg reagiert zu Mg2+ plus zwei Elektronen. Das ist eine Oxidation. Wasserstoff erfährt eine Veränderung der Oxidationszahlen von plus eins bis null. Also muss ein Elektron aufgenommen werden. Damit Elektronengleichheit mit den abgegebenen Elektronen des Magnesiums besteht, müssen wir beide Seiten der Gleichung mit zwei multiplizieren. Also zwei H+ plus zwei Elektronen reagieren zu H2. Elektronenaufnahme bedeutet Reduktion. Somit konnten wir beide Teilreaktionen durch Kenntnis der Veränderungen der Oxidationsstufen herleiten. Schritt C: Nun entwickeln wir aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion. Wir addieren beide Teilgleichungen wie in der Algebra. Die Elektronen links und rechts heben sich auf und wir schreiben sie nicht mehr auf. Somit ergibt sich als gesamte Redoxreaktion Mg plus zwei H+ reagieren zu Mg2+ plus H2. Die Redoxreaktion gestattet uns jetzt, den letzten Schritt zu vollziehen. Schritt D: Wir fügen nun weitere Bestandteile ein, um Ladungs-, beziehungsweise Stoffaustausch zu vollziehen. In unserem Fall sind das die Bromid-Ionen Br-. Wir erhalten somit Mg plus zwei HBr reagieren zu MgBr2 plus H2. Und damit halten wir die vollständige Reaktionsgleichung in Händen. Beispiel zwei: Kaliumbromid reagiert mit Chlor zu Kaliumchlorid und Brom. Schritt A: Wir geben die Formeln der Edukte und Produkte an und notieren die Oxidationsstufen an den Atomen. KBr und Cl2 sind die Edukte. KCl und Br2 sind die Produkte. Die Oxidationsstufen, von links nach rechts, sind: Kalium plus eins. Brom minus eins. Chlor null. Kalium plus ein. Chlor minus eins. Brom null. Schritt B: Wir formulieren die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aus den Differenzen der Oxidationsstufen. Bei Brom ändert sich die Oxidationsstufe von minus eins zu null. Da wir rechts zwei Bromteilchen haben, müssen wir schreiben zwei Br- reagieren zu Br2 plus zwei Elektronen. Elektronenabgabe bedeutet Oxidation. Beim Chlor ändert sich die Oxidationszahl von null zu minus eins. Da wir zwei Chloratome in Cl2 haben, müssen wir schreiben Cl2 plus zwei Elektronen reagieren zu zwei Cl-. Elektronenaufnahme bedeutet Reduktion. Korrekturfaktoren sind nicht vonnöten, da die Zahl abgegebener gleich die Zahl aufgenommener Elektronen ist. Beide Teilreaktionen wurden damit formuliert. Schritt C: Wir haben nun aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion zu erstellen. Das geschieht durch einfache Addition beider Gleichungen. Die Elektronen links und rechts heben sich auf. Somit haben wir aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion abgeleitet. Schritt D: Aus der gesamten Redoxreaktion ist nun die vollständige Reaktionsgleichung zu entwickeln. Gegebenenfalls unter Einfügung weiterer Bestandteile, um Ladung-, beziehungsweise Stoffausgleich zu erzielen. Weitere Bestandteile, die nicht an der Redoxreaktion beteiligt sind, sind hier die Kalium-Ionen. Wir berücksichtigen sie und erhalten abschließend zwei KBr plus Cl2 reagieren zu Br2 plus zwei KCl. Damit haben wir die vollständige Reaktionsgleichung in Händen. Beispiel drei: Eisen drei-chlorid und Kaliumiodid reagieren zu Eisen zwei-chlorid und Iod. Schritt A: Wir haben Edukte und Produkte in Formeln aufzuschreiben und die Oxidationsstufen an den einzelnen Atomen zu notieren. FeCl3 und KI sind die Edukte. FeCl2 und I2 sind die Produkte. Die Oxidationsstufen von links nach rechts lauten: Eisen plus drei. Chlor minus eins. Kalium plus eins. Iod minus eins. Eisen plus zwei. Chlor minus eins. Und Iod null. Schritt B: Aus den Veränderungen der Oxidationsstufen leiten wir die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion ab. Gegebenenfalls müssen Faktoren eingefügt werden, damit die Zahl aufgenommener gleich die Zahl abgegebener Elektronen ist. Die Oxidationszahl des Iodes ändert sich von minus eins zu null. Da wir rechts zwei untrennbare Iod-Atome haben, müssen wir schreiben zwei Iod minus reagieren zu Iod zwei plus zwei Elektronen. Elektronenabgabe bedeutet Oxidation. Die Oxidationszahl des Eisens ändert sich von plus drei zu plus zwei. Das bedeutet, ein Elektron wird aufgenommen. Folglich ergibt sich Fe3+ plus ein Elektron reagieren zu Fe2+. Die Zahl abgegebener und aufgenommener Elektronen muss gleich sein. Wir multiplizieren daher diese Gleichung mit dem Faktor zwei. Elektronenaufnahme heißt Reduktion. Somit haben wir beide Teilreaktionen zur Verfügung. Schritt C: Wir haben nun aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion herzuleiten. Das geschieht durch einfache Addition beider Teilreaktionen. Die übertragenen Elektronen heben sich auf. Wir erhalten zwei Fe3+ plus zwei I- reagieren zu zwei Fe2+ plus I2. Damit halten wir die gesamte Redoxreaktion in Händen. Schritt D: Als weitere Bestandteile sind hier Kalium-Ionen und, an der Redoxreaktion nicht beteiligte Chlorid-Ionen, einzufügen. Wir erhalten zwei FeCl3 plus zwei KI reagieren zu I2 plus zwei FeCl2 plus zwei KCl. Die an der Redoxreaktion nicht beteiligten Bestandteile, die aber für Ladungsgleichheit und für Stoffbilanz nötig sind, habe ich grün markiert. Somit haben wir die vollständige Reaktionsgleichung erstellt. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute und auf Wiedersehen.

23 Kommentare
  1. Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der von einem Reaktionspartner Elektronen auf einen anderen Reaktionspartner übertragen werden. Die Oxidationszahlen verändern sich. Beim Magnesium gibt es eine Veränderung von 0 auf 2. Alleinstehende Elemente werden immer mit einer 0 versehen.

    Von Mondenkind11, vor 10 Monaten
  2. In der Reduktionsgleichung im dritten Beispiel fiel mir auf, dass man mit 2 multiplizieren soll, weil die Anzahl der abgegebenen Elektronen mit der der aufgenommenen übereinstimmen solle. Kann man das nicht auch so erklären, da es in´s Auge fällt:
    In der Oxidationsgleichung ist der Multiplikator 2, also nimmt man ihn auch für die Reduktionsgleichung?

    Von Itslearning Nutzer 2535 1139687, vor 10 Monaten
  3. Warum hat Magnesium eine Oxidationszahl von Null, aber eine Wertigkeit von 2? Werden alleinstehende Elemente immer mit Null bewertet?

    Von Itslearning Nutzer 2535 1139687, vor 10 Monaten
  4. Liebe Jasmine,
    in einem der Videos zu Redoxreaktionen habe ich darauf hingewiesen, dass man vor dem Ausgleich der Koeffizienten schon wissen sollte, was die Edukte und was die Produkte sind. Von bekannten und einfachen Reaktionen einmal abgesehen, sollte das der Lehrer / Tutor / Dozent mitteilen.
    In unserem Fall benötigt man die beiden Teilchen Kaliumchlorid, weil die Reaktionsgleichung sonst nicht "aufgeht". Und tatsächlich: links: 2 K, 2 I, 2 Fe und 6 Cl; rechts: zwar in anderer Anordnung, aber dieselbe Bilanz. Cl2 macht in der Summe 2 Cl, I2 ergibt 2 I, 2 Cl3 ergibt 6 Cl.
    Cl hat als Chlorid-Ion immer die Oxidationszahl -1, denn FeCl3, FeCl2 sowie KCl sind alles Salze der Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) HCl (OZ(H) = +1; OZ(Cl) = -1).
    Im FeCl3 hat Eisen die OZ = +3, im FeCl2 von +2. Im KCl hat Kalium die OZ = +1.
    Die Summe der Oxidationszahlen in einem ungeladenen chemischen Teilchen (Atom, Molekül) ist stets null, was hier auch stets der Fall ist.
    Viele Grüße und ein gesundes neues Jahr

    Von André Otto, vor mehr als 2 Jahren
  5. Ich habe leider bei der Reaktionsgleichung: 2KI+2FeCl3->2FeCl2+I2+2KCl nicht verstanden, wieso man 2KCl hinzugefügt hat.
    Und wieso hat Cl die Oxidationszahl -1, wenn es ja heißt dass die Oxidationszahlen addiert 0 ergeben müssen?
    Ich bitte um Aufklärung.
    Sonst finde ich Ihre Videos sehr gut und super verständlich!! Lg Jasmine

    Von J Thekkumthott, vor mehr als 2 Jahren
Mehr Kommentare

Aufstellen von Redoxgleichungen – Einführung Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Aufstellen von Redoxgleichungen – Einführung kannst du es wiederholen und üben.

  • Gib die richtige Vorgehensweise beim Aufstellen einer Redoxgleichung an.

    Tipps

    Um Reaktionsgleichungen aufstellen zu können, müssen die Elementsymbole für die einzelnen Atome bekannt sein.

    Das Aufstellen von Teilgleichungen erfordert Kenntnisse über die Oxidationszahlen.

    Lösung

    Da wir aus einer Wortgleichung eine Reaktionsgleichung für eine Redoxreaktion erstellen möchten, ist der erste Schritt die Umwandlung von Wörtern hin zu einer Formelschreibweise. Anschließend werden die Oxidationszahlen der einzelnen Atome bestimmt.

    Aus den Veränderungen der Oxidationszahlen im Laufe der Reaktion, können wir feststellen, welche Atome oxidiert und welche reduziert werden. Mit dieser Information erstellen wir schließlich die Teilgleichungen für die Oxidation und die Reduktion und gleichen die Elektronenzahl aus.

    Durch das Addieren der beiden Teilgleichungen erhalten wir die Gesamtgleichung der Redoxreaktion. Dieser müssen wir eventuell weitere Bestandteile zufügen, um einen Ladungs- und Stoffausgleich auf beiden Seiten der Gleichung zu erhalten. Erst dann ergibt sich die vollständige Reaktionsgleichung.

  • Entscheide, ob es sich bei den Beispielreaktionen um Oxidationen, Reduktionen oder Redoxreaktionen handelt.

    Tipps

    Bei einer vollständigen Redoxreaktion stehen auf keiner Seite des Reaktionspfeils Elektronen.

    Während einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen.

    Lösung

    Um zu entscheiden, ob es sich bei einer Reaktion um eine Oxidation, Reduktion oder Redoxreaktion handelt, müssen wir einen genauen Blick auf die Elektronen werfen.
    Bei einer Oxidation werden Elektronen von einem Teilchen abgegeben. Bei einer Reduktion hingegen werden Elektronen aufgenommen.
    In einer Redoxreaktion wird die gleiche Anzahl an Elektronen aufgenommen wie abgegeben. Deshalb sind die Elektronen in der Reaktionsgleichung nicht mehr aufgeführt.

  • Bestimme die Edukte und Produkte sowie die Oxidationszahlen mit Hilfe einer Wortgleichung.

    Tipps

    Kalium besitzt in Kaliumbromid sowie in Kaliumchlorid die gleiche Oxidationszahl.

    Kommt ein Stoff in elementarer Form vor, so besitzt dieser die Oxidationszahl 0.

    Lösung

    Beim Aufstellen von Redoxgleichungen ist der erste Schritt das Identifizieren von Edukten und Produkten. Die Edukte und Produkte können wir direkt aus der Wortgleichung herauslesen und anschließend in eine Formelschreibweise umwandeln.
    Dafür müssen die Elementsymbole der einzelnen Atome entweder bekannt sein oder ein Periodensystem wird zu Hilfe genommen.

    Schließlich müssen die Oxidationszahlen der einzelnen Atome bestimmt werden. Dabei ist es hilfreich zu wissen, dass die Atome von Stoffen, die in elementarer Form vorliegen, immer die Oxidationszahl 0 besitzen. Ist eine Verbindung wie z. B. Kaliumchlorid eine ungeladene Verbindung, so müssen die Oxidationszahlen der Atome (hier von Kalium und Chlor) aufaddiert ebenfalls null ergeben.

  • Formuliere mit Hilfe von Oxidationszahlen die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung einer Reaktion.

    Tipps

    Ändert sich die Oxidationszahl eines Teilchens von beispielsweise +2 auf 0, so wurde dieses reduziert.

    Lösung

    Ob es sich bei einer Teilreaktion um eine Oxidation oder eine Reduktion handelt, können wir an der Änderung der Oxidationszahl der beteiligten Teilchen erkennen.
    Steigt während einer Reaktion die Oxidationszahl beispielsweise von 0 auf +2 an, so hat das Teilchen Elektronen abgegeben. Es handelt sich somit um eine Oxidation.
    Sinkt die Oxidationszahl jedoch beispielsweise von 0 auf -1, so wurde ein Elektron aufgenommen. Es handelt sich somit um eine Reduktion.

  • Beschreibe, wie die Anzahl an abgegebenen Elektronen bei einer Oxidation berechnet werden kann.

    Tipps

    Nur eine Antwort ist korrekt.

    Die Oxidationszahl vor oder nach einer Reaktion muss nicht 0 sein. Es kann auch eine Änderung von z. B. -1 zu +1 stattfinden.

    Lösung

    Die Anzahl an Elektronen, welche während einer Teilreaktion aufgenommen oder abgegeben werden, ergibt sich immer aus der Differenz der Oxidationszahlen des Elements vor und nach der Reaktion sowie der Anzahl der beteiligten Atome dieses Elements. Ändert sich beispielsweise die Oxidationszahl eines Elements von -1 zu +1, entspricht die Differenz hier genau zwei. Es wurden bei dieser Teilreaktion also zwei Elektronen abgegeben. Waren zwei Atome dieses Elements beteiligt, dann müssen wir die Anzahl der Elektronen ebenfalls mit zwei multiplizieren und erhalten vier abgegebene Elektronen.

  • Stelle Schritt für Schritt die Gleichung für eine Redoxreaktion auf.

    Tipps

    Die römische Zwei im Namen des Kupferoxids steht für die Oxidationszahl des darin enthaltenen Kupfers.

    In Verbindungen besitzt Wasserstoff, abgesehen von wenigen Ausnahmen, immer die Oxidationszahl +1. Sauerstoff besitzt in Verbindungen fast immer die Oxidationszahl -2.

    Lösung

    Mit Hilfe von ein paar Regeln lassen sich die Oxidationszahlen einfach bestimmen. Kommen Stoffe in elementarer Form vor, so besitzen diese immer die Oxidationszahl 0. Wasserstoff besitzt, abgesehen von wenigen Ausnahmen, immer die Oxidationszahl +1 und Sauerstoff die Oxidationszahl -2.

    Mit diesen Regeln lassen sich die Oxidationszahlen einfach bestimmen. Aus ihrer Änderung während der Reaktion können wir zudem feststellen, ob der Stoff oxidiert oder reduziert wird.

    Da die Oxidationszahl von Kupfer in Kupfer(II)-oxid in diesem Beispiel von +2 auf 0 sinkt, handelt es sich hierbei um die Reduktion.
    $Cu^{2+}$ $+$ $2\ e^-$ $\longrightarrow$ $Cu$
    Wasserstoff hingegen wird oxidiert, da seine Oxidationszahl von 0 auf +1 steigt.
    $H_2$ $\longrightarrow$ $2\ H^+$ $+$ $2\ e^-$

    Zuletzt werden die beiden Teilgleichungen noch addiert und der Sauerstoff wird ergänzt, welcher seine Oxidationszahl beibehalten hat.
    $CuO + H_2 \longrightarrow Cu + H_2O$