Anorganische Chemie für Schüler/ Redoxreaktionen als Elektronenübergänge

Einleitung

In Kapitel Metalle und Redoxreaktionen & Energiediagramm hast du Redoxreaktionen als Sauerstoffaustauschreaktion kennen gelernt. Das ist ein gutes Konzept, um viele chemische Reaktionen zu verstehen. Allerdings benötigen wir für einige komplexere Reaktionen ein erweitertes Konzept.

Als gutes Hilfsmittel haben sich dabei die Oxidationszahlen erwiesen. Sie sind den Wertigkeiten ähnlich und helfen chemische Vorgänge besser zu erkennen. Oft wird erst durch die Bestimmung der Oxidationszahlen einzelner Atome klar, welche chemische Reaktion abläuft. Regeln findest Du im Folgenden.

Zusatzinformationen:

 Redoxreaktion

Die Oxidationszahl- eine nützliche Hilfszahl

1. Oxidationszahlen werden über den Elementsymbolen als römische Ziffer notiert.
2. Elemente haben stets die Oxidationszahl 0, z.B.:

   $\mathrm {{\overset {\operatorname {\pm } 0}{H}}_{2},{\overset {\operatorname {\pm } 0}{A}}u,{\overset {\operatorname {\pm } 0}{C}}l_{2}}$

3. Sauerstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl -II, z.B.:

   $\mathrm {{{\overset {\operatorname {+} I}{H}}_{2}}{\overset {-II}{O}},\ {\overset {\operatorname {+} IV}{S}}} {\overset {-II}{O_{2}}},\ \mathrm {{{\overset {\operatorname {+} II}{M}}g}{\overset {-II}{O}}}$

4. Wasserstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl +I, z.B.:

   $\mathrm {{\overset {\operatorname {+} I}{H}}{\overset {-I}{Cl}},\ {{\overset {\operatorname {+} I}{H}}_{2}}{\overset {-II}{O}},\ {\overset {\operatorname {-} III}{N}}{\overset {+I}{H_{3}}}}$

5. Atome, die Wasserstoff ersetzen erhalten positive Vorzeichen, z.B.:

   $\mathrm {{{\overset {\operatorname {+} I}{N}}a}{\overset {-I}{Cl}},\ {{\overset {\operatorname {+} I}{L}}i_{2}}{\overset {-II}{O}}}$

6. Atome, die Wasserstoff binden erhalten negative Vorzeichen, z.B.:

   $\mathrm {{\overset {\operatorname {+} I}{H}}{\overset {-I}{F}},\ {{\overset {\operatorname {+} I}{H}}_{2}}{\overset {-II}{S}},\ {\overset {\operatorname {-} III}{P}}{\overset {+I}{H_{3}}}}$

7. Der Betrag der Oxidationszahl ergibt sich aus der Zahl der ersetzten bzw. gebundenen Wasserstoffatome.
8. Die Summen der Oxidationszahl in Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0.
9. Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer positiv und entspricht der Hauptgruppennummer, z.B.:

   $\mathrm {{\overset {\operatorname {+} III}{Al_{2}}}{\overset {-II}{O_{3}}}}$

10. Bei Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Somit haben auch Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl, z.B.:

    $\mathrm {{\overset {\operatorname {+} I}{N}}a^{+},\ {\overset {\operatorname {+} II}{M}}g^{2+},\ {\overset {\operatorname {+} III}{F}}e^{3+}}$

Aufgaben:

• Bestimme alle Oxidationszahlen:

H₂O, MgO, Al₂O₃, NaCl, N₂, NaOH, NH₃, SO₂, CaO, H₂S, SO₃, K₂O, Na₂CO₃ , N₂O₃ , BaO₂ , Cl₂O₄, K₂SnO₃, H₂N₂O₂, CaB₂O₄, Cr₂O₄^2-, Cr₂O₇^2-, AsO₄^3-, MnO₄^-, HOBr, HBrO₂, HBrO₃, HBrO₄, SCl₂, PCl₃, BCl₃, SnH₄, SbCl₅, SeF₆

Säurereste und Oxidationszahlen

• Die Säure HCl hat den Säurerest Cl^- (Chlorid) ; Oxidationszahl ist -I
• Die Säure H₂SO₄ hat den Säurerest SO₄ ^2- (Sulfat) ; Oxidationszahl ist -II
• Die Säure H₃PO₄ hat den Säurerest PO₄ ^3- (Phosphat) ; Oxidationszahl ist -III

Aufgaben

Bestimme alle Oxidationszahlen

Cu, NH₄Cl, HBr, KBrO₃, H₂O, NaCl, H₃PO₄, Mg, I₂, C₆H₁₂O₆, CO₂, HClO₄, Al₂(SO₄)₃, H₂SO₄, BaCl₂, AgCl, AgNO₃, AlCl₃, CaCO₃, CaCl₂, Br₂, Fe₂O₃, FeCl₃, KHSO₄, SO₂, N₂, NaNO₃, NH₃, KI, HCl

Bestimmung von Oxidationszahlen anhand der Strukturformel

Als Beispiel soll die Phosphorsäure (H₃PO₄) dienen:

• Zunächst wird die Lewis-Formel aufgezeichnet.
• Anschließend werden die Elektronen den Atomen nach der Elektronegativität zugeordnet
• Ausgehend von den Valenzelektronen kann man dann die Oxidationszahl berechnen. Beispiel: Sauerstoff besitzt normalerweise 6 Valenzelektronen (VI. Hauptgruppe). Auf Grund der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs sind die Bindungselektronen zwischen dem Sauerstoff und dem Wasserstoff (oder dem Phosphor) dem Sauerstoff zuzuordnen. In der Bilanz erhält der Sauerstoff dadurch zusätzlich zu den 6 vorhandenen zwei weitere Elektronen. Daher ist die Oxidationszahl −II. Der Phosphor steht in der V. Hauptgruppe, hat also normalerweise 5 Valenzelektronen. Da diese alle dem Sauerstoff zugeordnet werden, „fehlen“ ihm fünf Elektronen und er erhält die Oxidationszahl +V.

Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen)

Verbrennungen mit Sauerstoff

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
1. Entzünden von Fe-Wolle	dunkelgraues Reaktionsprodukt Fe glimmt Wärmeentwicklung	→ Verbrennung von Fe → exotherme Reaktion →Definition ein neuer Stoff ist entstanden
2. Verbrennung von Fe-Wolle in reinem Sauerstoff	siehe V1 Reaktion ist heftiger	$\Rightarrow$Sauerstoff ist d. Reaktionspartner $\mathrm {4\ Fe+3\ O_{2}\longrightarrow Fe_{2}O_{3}+E}$
3. Entzünden von Al-Pulver	Lichtblitz weißes Produkt	$\Rightarrow$Al verbrennt mit Sauerstoff $\mathrm {4\ Al+3\ O_{2}\longrightarrow Al_{2}O_{3}+E}$

"Verbrennungen" ohne Sauerstoff

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
1. Reaktion von Al in Br2	Al verbrennt weißer Feststoff als Produkt	$\Rightarrow$ exotherme Reaktion $\Rightarrow$ ein neuer Stoff ist entstanden $\Rightarrow$ 2 Al + 3 Br2 $\longrightarrow$ 2 AlBr3 + E

Stellt man nun die beiden letzten Reaktionen gegenüber, so sieht man, dass sie recht ähnlich sind. Es entstehen weiße Produkte unter Flammenerscheinung. Ist die zweite Reaktion dann etwa keine Redoxreaktion?

4 Al

+

3 O2

$\longrightarrow$

2 Al2O3

+

E

2 Al

+

3 Br2

$\longrightarrow$

2 AlBr3

+

E

Eine Gemeinsamkeit beider Reaktionen ist das Aluminium. Betrachtet man nun die Valenzelektronen (=Außenelektronen) genauer, so sieht man, dass Al 3 Außenelektronen hat.

$\Rightarrow$ In beiden Salzen hat Al eine dreifach positive Ionenladung.

Gemeinsamkeit:

Oxidation: Al $\longrightarrow$ Al3+ + 3 e-

Reduktion	= Elektronenaufnahme	Oxidationsmittel	= Stoff der $e^{-}$ aufnimmt
Oxidation	= Elektronenabgabe	Reduktionsmittel	= Stoff der $e^{-}$ abgibt

Schritte zum Erstellen der Reaktionsgleichungen

Die folgenden Schritte sollen für Dich ein Rezept darstellen, nach dem Du vorgehen sollst, wenn Du in Zukunft Reaktionsgleichungen für Redoxreaktionen aufstellst. Bei den einfachen Aufgaben auf diesem Zettel kannst Du den Schritt 5 & 6 noch überspringen.

Eine kleine Warnung für alle Schnellrechner:

Überspringst Du später einen Schritt, wird das Ergebnis in der Regel falsch sein!

1. Unvollständige Gleichung aus dem Experiment aufstellen (Ausgangsstoffe ?? Produkten)
2. Oxidationszahlen ermitteln
3. Teilgleichungen aufstellen
4. Anzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln
5. Ladungsausgleich:
   1. in alkalischer Lösung mit (OH)⁻ (=Hydroxidionen)
   2. in saurer Lösung durch (H₃O)⁺ (=Hydroniumionen)
6. Stoffbilanz mit Wasser
7. Elektronenanzahl der Teilgleichungen untereinander durch Multiplikation ausgleichen
8. Teilgleichungen "addieren" und so die Gesamtgleichung aufstellen. Fast fertig!
9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird
10. Überprüfung der Gleichung durch Probe (Dazu zählt man wie oft jedes Element und jede Ladung auf beiden Seiten vorkommt - die Zahlen müssen immer gleich sein!)

Tipps (die Du eigentlich schon aus den letzten Kapiteln kennst):

1. Nur Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff und die Elemente der 7. HG kommen als zweiatomiges Element vor: $\Rightarrow$ H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (es gibt also niemals Fe₂ oder Al₄ als Element!)
2. Überlege Dir immer gut, ob die Formel, die Du erstellt hast, überhaupt logisch ist und sie Dir bekannt vorkommt. Ein einfaches Zusammenzählen aller Atome ist nämlich nur sehr selten die richtige Lösung: z.B. verbrennt CH₄ + O₂ nicht zu CH₄O₂, sondern zu CO₂ + H₂O (Kohlenstoffdioxid und Wasser!)

Hinweis: Wenn Du noch nicht soweit bist, komplette Reaktionsgleichungen aufzustellen, dann ist das noch nicht sooo schlimm - schlimm wird es, wenn Du aufgibst ;-)

In dem Fall zumindest alle Oxidationszahlen zuordnen und die Teilgleichungen der Elemente aufstellen, bei denen sich die Oxidationszahlen ändern. (also soweit machen, wie es geht!)

Aufgaben

Erstelle die Reaktionsgleichungen der folgenden Reaktionen und entscheide, ob es Redoxreaktionen sind. Bedenke: Redoxreaktionen liegen vor, wenn sich die Oxidationszahlen von Atomen ändern.

1. Verbrennung von Fe zu Fe₂O₃
2. Vereinigung von Aluminium mit Fluor zum Salz
3. Verbrennung von Methan (CH₄)
4. Mg reagiert mit Brom [Br₂] zum entsprechenden Bromid
5. Bildung von P₄O₁₀ aus den Elementen

Zusatzinformationen:

 Redoxreaktion

Weitere Beispiele für Redoxreaktionen

Redoxreaktionen mit Elementen:

Als Schülerversuche Magnesium mit Schwefel und Magnesium mit Sauerstoff umsetzen:

2 Mg

+

O2

$\longrightarrow$

2 MgO

+

E

Mg

+

Br2

$\longrightarrow$

MgBr2

+

E

Mg

+

S

$\longrightarrow$

MgS

+

E

Schlussfolgerung
Das Mg-Atom reagiert bei Redoxreaktionen zum zweifach positiv geladenen Mg₂₊- Ion

Oxidation: $\qquad Mg\longrightarrow Mg^{2+}+2e^{-}$

aus O₂, Br₂ und S entstehen negativ geladene Anionen.

Reduktion: $\qquad O_{2}+4\ e^{-}\longrightarrow 2\ O^{2-}$

Reduktion: $\qquad Br_{2}+2\ e^{-}\longrightarrow 2\ Br^{-}$

Reduktion: $\qquad S+2\ e^{-}\longrightarrow S^{2-}$

Redoxverhalten der Halogene

• Cl₂-Wasser + Hexan $\longrightarrow$ Hexan färbt sich gelb
• Br₂-Wasser + Hexan $\longrightarrow$ Hexan färbt sich braun
• I₂-Wasser + Hexan $\longrightarrow$ Hexan färbt sich violett

Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
H2O2 mit Kartoffel	Gasentwicklung, Nachweis durch Glimmspanprobe	Bei der Zersetzung von H2O2 entwickelt sich Sauerstoff. Die Kartoffel enthält einen Stoff um Wasserstoffperoxid zu spalten. (Es handelt sich um das Enzym  Katalase)

$\curvearrowright$ Grobe Idee in Worten: Wasserstoffperoxid $\longrightarrow$ Sauerstoff

Reduktion: $\mathrm {{\color {green}{\overset {-I}{O}}}+e^{-}\longrightarrow {\color {red}O^{2-}}|\cdot 2}$

Oxidation: $\mathrm {2\ {\color {green}{\overset {-I}{O}}}\longrightarrow {\color {blue}{\overset {\operatorname {\pm } 0}{O}}_{2}}+2\ e^{-}}$

---

Redoxreaktion: $\mathrm {2\ {\overset {+I}{H}}_{2}{\color {green}{\overset {-I}{O}}_{2}}\longrightarrow 2\ {\overset {\operatorname {+} I}{H}}_{2}{\color {red}{\overset {-II}{O}}}+{\color {blue}{\overset {\operatorname {\pm } 0}{O}}_{2}}}$

Redoxreaktion von Kohlenstoff mit Schwefel

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
Kohlenstoff in konzentrierter Schwefelsäure kochen	Kohlenstoff „verschwindet“ Geruch nach Schwefeldioxid	$\rightarrow$ Kohlenstoff hat reagiert $\rightarrow$ es ist Schwefeldioxid entstanden $\rightarrow$ konzentrierte Schwefelsäure ist ein Oxidationsmittel

$\curvearrowright$ Grobe Idee in Worten: Kohlenststoff + Schwefelsäure $\longrightarrow$ Schwefeldioxid

Tipp zum Lösen der Gleichungen: Säuren in Reaktionsgleichungen zu Ionen dissoziieren!

$\mathrm {C+SO_{4}^{2-}\longrightarrow CO_{2}+SO_{2}+2\ e^{-}}$

Vereinfachte Redoxgleichung ohne Säure und Wasser

$\mathrm {{\overset {\pm 0}{C}}+2\ {\overset {+I}{H}}_{2}{\overset {\operatorname {+} VI}{S}}{\overset {-II}{O}}_{4}\longrightarrow 2\ {\overset {\operatorname {+} IV}{S}}{\overset {-II}{O}}_{2}+{\overset {\operatorname {+} IV}{C}}{\overset {\operatorname {-} II}{O}}_{2}+2\ {\overset {\operatorname {+} I}{H}}_{2}{\overset {-II}{O}}}$

vollständige Redoxreaktion

Hausaufgabe: Kupfer + Salpetersäure $\longrightarrow$ Kupferoxid + Stickstoffdioxid

Eine Kupfermünze reagiert mit Salpetersäure heftig unter Bildung des giftigen Stickstoffdioxids. Stelle die Reaktionsgleichung auf:

1. Ausgangsstoffe, Endstoffe: Cu + HNO₃ $\longrightarrow$ NO₂ + CuO
2. Oxidationszahlen bestimmen
3. Teilgleichungen aufstellen

   Oxidation: Cu $\longrightarrow$ CuO

   Reduktion: HNO₃ $\longrightarrow$ NO₂

4. Elektronenanzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln

   Oxidation: Cu $\longrightarrow$ CuO + 2 e^-

   Reduktion: HNO₃ + e^- $\longrightarrow$ NO₂

5. Ladungssumme ausgleichen

   Cu $\longrightarrow$ CuO + 2 H₃O⁺ 2 e^-

   HNO₃ + H₃O⁺ + e^- $\longrightarrow$ NO₂

6. Stoffbilanz mit Wasser

   Cu + 3 H₂O $\longrightarrow$ CuO + 2 H₃O⁺ 2 e^-

   HNO₃ + H₃O⁺ + e^- $\longrightarrow$ NO₂ + 2 H₂O

7. . Elektronenzahlen der Teilgleichungen untereinander ausgleichen (Reduktion mal 2)

   Cu + 3 H₂O $\longrightarrow$ CuO + 2 H₃O⁺ 2 e^-

   2 HNO₃ + 2 H₃O⁺ + 2e^- $\longrightarrow$ 2 NO₂ + 4 H₂O

8. Teilgleichungen addieren

   Cu + 2 HNO₃ $\longrightarrow$ CuO + 2 NO₂ + H₂O

9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird

   Cu + 2HNO₃ $\longrightarrow$ CuO + 2NO₂ + H₂O + E

10. Probe

    Cu: 1/1

    H: 2/2

    O: 6/6

    N: 2/2

Reduktion von Kaliumdichromat

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
Cr2O72- + Fe2+	orange Lösung färbt sich grün	$\rightarrow$ es ist Cr3+ entstanden

Stelle die Reaktionsgleichung auf

Lösung - Kurzform:

1.	(Cr2O7)2- $\longrightarrow$ 2 Cr3+ ;
	Fe 2+ $\longrightarrow$ Fe3+
2.	VI   -II          II              III         III
	(Cr2O7)2- + Fe2+ $\longrightarrow$ Cr 3+ + Fe3+
3.	ox: Fe2+ $\longrightarrow$ Fe3+ + e-
	Cr2O72- + 6e-$\longrightarrow$ 2 Cr3+
4.	ox: Fe2+ $\longrightarrow$ Fe3+ + e-
	Cr2O72- + 6e- 14 H3O+ $\longrightarrow$ 2 Cr 3+
5.	ox: Fe2+ $\longrightarrow$ Fe3+ + e-
	Cr2O72- + 6e- 14 H3O+ $\longrightarrow$ 2 Cr 3+ + 21 H2O
6.	ox * 6

---

7.	Cr2O72-+ 6 Fe 2+ 14 H3O+ $\longrightarrow$ 2 Cr 3+ + 21 H2O + 6 Fe3+ +E

Reaktionen mit Manganionen

Mangan ist ein Element, welches in vielen verschiedenen Oxidationsstufen vorkommen kann. Dadurch sind sehr viele Reaktionen möglich. Mit Schwefeltrioxid reagiert es unterschiedlich je nach Säuregrad

Reaktion von Permanganat mit Sulfit:

1. In saurem Milieu:	2 MnO4- + 5 SO32- + 6 H3O+	$\longrightarrow$ 2 Mn2+ + 5 SO42- + 9 H2O + E
2. In alkalischem Milieu:	2 MnO4- + SO32- + 2 OH-	$\longrightarrow$ 2 (MnO4)2- + SO42- + H2O + E
3. In neutraler Lösung:	2 MnO4- + 3 SO32- + H2O	$\longrightarrow$ 2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OH- + E

Erklärungen zu 2: Permanganat (VII) zu Manganat (VI)

ox:	SO32- + 2 OH-	$\longrightarrow$	SO42- + H2O + 2e-
red:	MnO4- + e-	$\longrightarrow$	MnO42-		|* 2

______________________________________________

2 MnO₄^- + SO₃^2- + 2 OH^- $\longrightarrow$ 2 MnO₄^2- + SO₄^2- + H₂O + E

Damit die Gleichung im Labor möglich ist, müssen die Kationen ergänzt werden, so dass man weiß, welche Salze man verwenden kann

2 KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2 KOH $\longrightarrow$ 2 K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O + E

Chlordarstellung aus HCl und Permanganat

2 MnO₄^- + 16H⁺ + 10Cl^- $\longrightarrow$ 2 Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8 H₂O + E

Die Farben der unterschiedlichen Manganionen

Mn⁷⁺ (VII) - z.B. (MnO₄)^- ist violett

Mn⁶⁺ (VI) - z.B. (MnO₄)^2- ist grün

Mn⁴⁺ (IV) - z.B. (MnO₂) ist braun (MnO₂ = Braunstein)

Mn²⁺ (II) - z.B. MnO ist farblos

Zusatzinformationen:

 Mangan

Übungsaufgaben Redoxreaktionen

1. Formuliere für die angegebenen Reaktionen Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion und die Redoxgleichung für diese Reaktion.  Kennzeichne in der Redoxreaktion Reduktionsmittel und Oxidationsmittel.

   a) Aluminium reagiert mit Chlor zu Aluminiumchlorid.

   b) Leitet man Chlorgas in Ammoniakgas ein, so kommt es zur Bildung von Stickstoff und Chlorwasserstoffgas.

   c) Wenn man konzentrierte Schwefelsäure mit Kohlenstoff (C) erhitzt, dann entstehen Schwefeldioxid und ein anderes, farbloses Gas. Wenn man dieses Gas in Calciumhydroxidlösung ("Kalkwasser") leitet, entsteht eine weiße Trübung (Niederschlag).

   d) Schwefelwasserstoff wird in Chlorwasser eingeleitet. Als Reaktionsprodukt entstehen Chloridionen und ein gelber Feststoff.

Verfahre bei den folgenden Aufaben wie oben.

1. 2 H₂S + SO₂ $\longrightarrow$ 3 S + 2 H₂O (Synproportionierung)
2. 3 Br₂ + 6 OH^- $\longrightarrow$ 5 Br^- + BrO₃^- + 3H₂O (Disproportionierung)
3. Reaktion einer Kaliumpermanganatlösung mit Wasserstoffperoxidlösung im alkalischen Medium. Es entstehen Braunstein (MnO₂) und Sauerstoff.
4. Chlor reagiert mit Natronlauge. Es entstehen Chlorid und Hypochlorit (OCl-)

   Cl₂ + 2 NaOH $\longrightarrow$ NaCl + NaOCl + H₂O (Disproportionierung)

5. KMnO₄ + Mn(OH)₂ $\longrightarrow$ MnO₂ + KOH + H₂O
6. Natrium reagiert beim Kontakt mit Wasser zu Natronlauge und Wasserstoff

Oxidation:	2 Na	$\longrightarrow$	2 Na+ + 2 e-
Reduktion:	2 H2O + 2 e-	$\longrightarrow$	2 OH- + 2 H2

---

2 Na + 2 H₂O $\longrightarrow$ 2 Na⁺ + 2 OH^- + H₂

Tipp

Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e^- aufnimmt ist das eine Reduktion. Man kann sich das besser merken, wenn man daran denkt, dass das Molekül etwas negatives bekommt und die Oxidationszahl kleiner (reduziert) wird.

(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der Kathode - nur dort!)

Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e^- abgibt ist es eine Oxidation

(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der Anode - nur dort!)

Die Elektrolyse - eine erzwungene Redoxreaktion

V: Zn in I₂-Lösung $\longrightarrow$ Entfärbung

V: Zersetzung einer ZnI₂-Lösung durch elektrischen Strom

Bedeutung von Redoxvorgängen

Beispiele aus der Natur:

Photosynthese:	E + 6 CO2 + 6 H2O	$\longrightarrow$	C6H12O6 + 6 O2
Zellatmung:	C6H12O6 + 6 O2	$\longrightarrow$	6 CO2 + 6 H2O + E
Alkoholische Gärung:	C6H12O6	$\longrightarrow$	2 CO2 + 2 CH3CH2OH + E

Beispiele aus der Technik

• Alle Formen der Metallgewinnung aus Erzen
• Korrosionsprozesse (Rosten)
• Stromerzeugung durch Batterien oder Akkumulatoren (z.B. Brennstoffzelle)

Übungsaufgaben

Redoxreaktionen ausgleichen bis der Arzt kommt ;)

1. MnO₄⁻ + NO₂⁻ → Mn²⁺ + NO₃⁻
2. ClO⁻ + CrO₂²⁻ + OH⁻ → Cl⁻ + CrO₄²⁻
3. HBrO₃ + Bi → HBrO₂ + Bi₂O₃
4. Zn(s) + NO₃⁻ + → Zn²⁺ + NH₃ + OH⁻
5. Ag + H₂SO₄ → Ag₂SO₄ + SO₂
6. Al + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + SO₂
7. Bi + HNO₃ → Bi(NO₃)₃ + NO
8. Cr₂O₇²⁻ + H₂S → Cr³⁺ + S + OH⁻
9. Cu + HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + NO
10. FeSO₄ + HIO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O
11. MnO₂ +Cl⁻ + H⁺ → H₂O + Cl₂ + Mn²⁺
12. MnO₄− + C₂O₄²⁻ + H₃O⁺ → Mn²⁺ + CO₂
13. P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ +NO
14. PbO₂ + HCl → PbCl₂ + Cl₂
15. SbH₃ + OH⁻ → Sb(OH)₄⁻ + H₂
16. Sn + HNO₃ → SnO₂ + NO₂
17. SO₂ + I₂ + OH⁻ → SO₃ + 2I⁻
18. SO₃²⁻ + Sn²⁺ +H₃O⁺ → SnS₂ + Sn⁴⁺

Lösungen

1. 2 MnO₄⁻ + 6 H⁺ + 5 NO₂⁻ → 2 Mn²⁺ + 3 H₂O + 5 NO₃⁻
2. 2 ClO⁻ + CrO₂²⁻ → 2 Cl⁻ + CrO₄²⁻
3. 3 HBrO₃ + 2 Bi → 3 HBrO₂ + Bi₂O₃
4. 4 Zn(s) + NO₃⁻ + 6 H₂O → 4 Zn²⁺ + NH₃ + 9 OH⁻
5. 2 Ag + 2 H₂SO₄ → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O
6. 2 Al + 6 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3 SO₂ + 6 H₂O
7. Bi + 4HNO₃ → Bi(NO₃)₃ + 2H₂O + NO
8. Cr₂O₇²⁻ + 3 H₂S + H₂O → 2 Cr³⁺ + 3 S + 8 OH⁻
9. 3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O
10. 10 FeSO₄ + 2 HIO₃ + 5 H₂SO₄ → I₂ + 5 Fe₂(SO₄)₃ + 6 H₂O
11. MnO₂ + 2 HCl⁻ + 2 H⁺ → 2 H₂O + Cl₂ + Mn²⁺
12. 2 MnO₄− + 5 C₂O₄²⁻ + 16 H₃O⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O
13. 3 P + 5 HNO₃ +2 H₂O → 3 H₃PO₄ +5 NO
14. PbO₂ + 4 HCl → PbCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O
15. SbH₃ + OH⁻ + 3 H₂O → Sb(OH)₄⁻ + 3 H₂
16. Sn + 4 HNO₃ → SnO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O
17. SO₂ + I₂ + 2 OH⁻ → SO₃ - 2 I⁻ + H₂O
18. 2 SO₃²⁻ + 6 Sn²⁺ + 12 H₃O⁺ → SnS₂ + 5 Sn⁴⁺ + 18 H₂O

Anorganischen Chemie für Schüler