Redoxgleichungen aufstellen – Methode der Elektronenbilanz
ChemieReaktionen und RedoxAlter 15–16
Im Unterricht einsetzen: Ihre Schülerinnen und Schüler öffnen sie über einen Link oder QR-Code, ganz ohne Konto.
Als Nächstes in Reaktionen und Redox
Schritt für Schritt: Oxidationszahlen aller Elemente bestimmen, herausfinden, welche Elektronen aufnehmen oder abgeben, die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen und so multiplizieren, dass abgegebene gleich aufgenommene Elektronen sind (eine Animation zeigt die Elektronen vom Reduktionsmittel zum Oxidationsmittel wandern), und schließlich die Koeffizienten in die Gesamtgleichung einsetzen. Die Lernenden wählen eine Reaktion aus dem Schulbuch und klicken auf „Nächster Schritt“ oder lassen die Schritte automatisch ablaufen.
Lektion: Oxidationszahlen, Reduktions- und Oxidationsmittel, Aufstellen von Redoxgleichungen
Was sie zeigt
Bei einer Redoxreaktion gehen Elektronen vom Reduktionsmittel, dessen Oxidationszahl steigt, auf das Oxidationsmittel über, dessen Oxidationszahl sinkt. Die Methode der Elektronenbilanz baut darauf auf: Oxidationszahlen bestimmen, Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen, sie so multiplizieren, dass abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sind, die Koeffizienten in die Gesamtgleichung übertragen und die übrigen Atome ausgleichen. Unter den sieben Reaktionen gibt es Fälle, in denen nur ein Teil eines Stoffes reduziert wird, etwa Kupfer mit verdünnter Salpetersäure, bei der der größte Teil der HNO₃ nur das Nitratsalz bildet.
So funktioniert es
Wählen Sie eine Reaktion und gehen Sie die fünf Schritte mit Nächster Schritt ▶ durch. Halten Sie bei jedem Schritt an und fragen Sie, was folgt: Welche Oxidationszahlen ändern sich, wie lauten die beiden Teilgleichungen, welche Faktoren gleichen die Elektronen aus? Für eine Demonstration vor der Klasse nutzen Sie Automatisch mit längerer Zeit pro Schritt. Lassen Sie Reduktions-/Oxidationsmittel beschriften zunächst an, schalten Sie es dann aus und lassen Sie die Lernenden die Mittel selbst bestimmen.
Einstellbare Parameter
- Reaktion Fe + O₂ → Fe₂O₃, Mg + HCl → MgCl₂ + H₂, Cu + verdünnte HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O, Cu + konzentrierte H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + H₂O, KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O, NH₃ + O₂ → NO + H₂O, Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂
- Schritte automatisch weiter
- Zeit pro Schritt 1–6 s
- Reduktions-/Oxidationsmittel beschriften
Fragen zum Erkunden
- Welches Element wird bei KMnO₄ + HCl oxidiert, und warum wirkt nur ein Teil der HCl als Reduktionsmittel?
- Warum ist der Koeffizient von HNO₃ größer als die Zahl der reduzierten Stickstoffatome?
- Welcher Stoff ist bei Fe₂O₃ + CO das Reduktionsmittel, und wie viele Elektronen gibt jedes seiner Moleküle ab?
Häufige Fragen
Wie erkenne ich in einer Reaktion das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel?
Man vergleicht die Oxidationszahlen auf beiden Seiten der Gleichung: Der Stoff mit dem Element, dessen Zahl steigt, ist das Reduktionsmittel, der Stoff mit dem Element, dessen Zahl sinkt, das Oxidationsmittel. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird oxidiert, das Oxidationsmittel nimmt sie auf und wird reduziert, also ist in Mg + HCl das Mg (von 0 auf +2) das Reduktionsmittel.
Wie bestimmt man die Oxidationszahlen der Elemente in einer Verbindung?
Man beginnt mit festen Werten, nämlich 0 für ein Element im elementaren Zustand, +1 für H und −2 für O (außer in Metallhydriden, Peroxiden und OF₂), und nutzt dann die Regel, dass die Summe im Molekül 0 und im Ion gleich der Ionenladung ist. In HNO₃ ergibt zum Beispiel +1 + x + 3(−2) = 0 für den Stickstoff x = +5.
Warum müssen in einer Redoxgleichung abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sein?
Sie müssen gleich sein, weil jedes Elektron, das das Reduktionsmittel abgibt, vom Oxidationsmittel aufgenommen werden muss, und deshalb multipliziert man die Teilgleichungen bis zum kleinsten gemeinsamen Vielfachen ihrer Elektronen. Bei Fe + O₂ gibt jedes Fe 3 e⁻ ab und jedes O₂ nimmt 4 e⁻ auf, sodass die Faktoren 4 und 3 auf beiden Seiten 12 e⁻ ergeben.
