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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. Die 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 etwa 2 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 2 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 2 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 fast 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 fast 2 Jahren
  1. jetzt hab ich es gecheckt danke

    Von Vivi Lange, vor etwa 3 Jahren
  2. Lieber A L Baehrens,
    das Video ist korrekt, aber etwas zu "durchgeistigt". Schau dir bitte ALLE Videos zu dem Thema an.
    Generell:
    Man muss ALLE Edukte und ALLE Produkte kennen und aufschreiben.
    SAUER heißt lediglich, dass bei den Edukten noch H+ steht.
    ALKALISCH heißt lediglich, dass bei den Edukten noch OH- steht.
    Das Ausgleichen auf verschiedene Art haben Dr. Götz Vollweiler und ich in einigen Videos beschrieben.
    Stöbere mal ein wenig!
    Alles Gute

    Von André Otto, vor fast 5 Jahren
  3. Hallöchen,
    ich habe das gleiche Problem wie viele hier. Wenn gesagt wird..
    "..reagieren in saurer/alkalischer Lösung" mache ich immer irgendeinen Fehler beim Ausgleichen und komme nie zum richtigen Ergebnis. Grundsätzlich habe ich keine Probleme beim Aufstellen der Gleichung, solange sie in neutralem Millieu stattfindet.
    Wie und wo fange ich denn mit dem Ausgleichen an, wenn die Reaktion z.B. in einem sauren Millieu stattfindet?

    Von A L Baehrens, vor fast 5 Jahren
  4. Ich denke, dass man beim aufmerksamen Schauen der Videos dafür eine Erklärung findet.
    Eine Teilreaktion ist keine Formel. Sie ist, wie der Name sagt, der eine Teil der Gesamtreaktion. Redoxreaktionen bedeuten Elektronenübergang. Da bei der einen Teilreaktion nicht unbedingt so viel Elektronen abgegeben werden, wie bei der anderen Teilreaktion aufgenommen werden, muss man sich die Elektronenzahlen anschauen und das kgV bilden.
    Alles Gute und einen guten Rutsch in das Jahr 2015!

    Von André Otto, vor fast 5 Jahren
  5. Wie genau sieht eine Teilreaktion aus? Ist das die jeweilige Formel von Reduktion und Oxidation?

    Von Marcus Strobl, vor fast 5 Jahren
  6. wir sollen mir h3o+ arbeiten und nicht mit H+
    wie mache ich es mir einfacher? sollen auch immer teilreaktionen schreiben.
    Wenn H3O+ statt H+ steht, muss auf der anderen Seite entsprechend ein H2O mehr stehen.
    Allerdings müsste konsequenterweise bei Abspaltung vom OH- auf dieser Seite auch noch ein H3O+ stehen und auf der anderen Seite haben wir dann 2 H2O.
    Teilreaktionen sind bei komplexen Reaktionen immer sinnvoll.
    Ich weiß nicht, in welcher Ausbildungsphase du bist. Aber bei den paar Chemiestunden in der Schule wäre es besser einfacher und nachhaltiger zu lernen.
    und schreibt man bei den teilreaktionen nur das element auf was oxidiert oder reduziert? zb hast du bei der Reduktion statt HBr, nur H+ geschrieben.
    ich habe gehört das kann man bei stabilen Molekülen nicht machen sondern nur bei salzen. weiss nicht welche stabil sind.
    HBr ist dem Chlorwasserstoff HCl sehr ähnlich. In Wasser dissoziieren die Teilchen vollständig. Und zwar in H+ und Br-. HBr ist genau so "stabil" wie das Salz NaCl.
    und was bedeutet Reaktion läuft im alkalischem ab?
    das kam so in der Prüfung. ich dachte es gibt nur sauer oder basisch.
    "basisch" heißt "alkalisch".
    Neben sauer und basisch gibt es noch neutral.
    hallo,

    gibt es eine bestimmte regel dafür auf welche seite man h3o+ , h20 und oH- schreibt?

    zb die Elektronen stehen bei der oxidation rechts und bei der Reduktion immer links.
    Nein. Das wird bestimmt durch:
    1. Die Bedingungen: alkalisch, neutral, sauer
    2. Die Stöchiometrie der Reaktion (wie ausgeglichen werden muss)
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 5 Jahren
  7. wir sollen mir h3o+ arbeiten und nicht mit H+
    wie mache ich es mir einfacher? sollen auch immer teilreaktionen schreiben.

    Von Lea Seyda, vor mehr als 5 Jahren
  8. und schreibt man bei den teilreaktionen nur das element auf was oxidiert oder reduziert? zb hast du bei der Reduktion statt HBr, nur H+ geschrieben.
    ich habe gehört das kann man bei stabilen Molekülen nicht machen sondern nur bei salzen. weiss nicht welche stabil sind.

    Von Lea Seyda, vor mehr als 5 Jahren
  9. und was bedeutet Reaktion läuft im alkalischem ab?
    das kam so in der Prüfung. ich dachte es gibt nur sauer oder basisch.

    Von Lea Seyda, vor mehr als 5 Jahren
  10. hallo,

    gibt es eine bestimmte regel dafür auf welche seite man h3o+ , h20 und oH- schreibt?

    zb die Elektronen stehen bei der oxidation rechts und bei der Reduktion immer links.

    Von Lea Seyda, vor mehr als 5 Jahren
  11. Das folgt aus FeCl2. Cl hat in Chloriden die OZ = -1. Wegen der Elektroneutralität müssen die Eisen - Ionen zweifach positiv geladen sein, also Fe2+.
    Danke für die Frage und alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 5 Jahren
  12. warum ist fe 2+ klar ??

    Von Isabel Gracia, vor mehr als 5 Jahren
  13. Alles verstanden, super Video!!

    Von Skyliner88, vor mehr als 6 Jahren
  14. Sehr hilfreiches Video, ich hab's jetzt verstanden. (:

    Von Isa Isenberg, vor mehr als 6 Jahren
  15. Alkalimetalle Li, Na, K usw: +1 (I.Hauptgruppe)
    Erdalkalimetalle: Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (II. Hauptgruppe)
    Erdmetalle B, Al, Ga, In: fast +3 (III.Hauptgruppe)
    Fluor: immer -1

    Den Rest aus der Aufgabenstellung, der Ladung oder dem Kontext:

    Fe2+ ist klar: +2
    Co3+ ist klar: +3

    Fe2O3 ist auch klar: wegen O -2 muss Fe +3 haben.

    KMnO4: 4 O-Atome macht zusammen -8, ein K ist +1. Bleibt +7 für Mn.

    Viel Erfolg

    Von André Otto, vor mehr als 6 Jahren
  16. wie bestimme ich den die oxidationszahlen ich weiss manche sind konstant wie sauerstoff -2 und elementare atome 0 aber was ist mit den anderen???

    Von Deita1982, vor mehr als 6 Jahren
  17. Dankeschön. Vielleicht gelingt es ja mal, die Schulchemie aus ihrem Schattendasein heraus zu holen.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa 7 Jahren
  18. klasse Video !!

    Von Gift99, vor etwa 7 Jahren
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