Aufgaben zu Oxidationszahlen und zu Redoxreaktionen

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1 Aufgaben zu xidationszahlen und zu Redoxreaktionen Chemielaboranten 1. Allgemeine Aufgaben 1.1 Chlor bildet einige Sauerstoffsäuren. Sie lauten: ypochlorige Säure ("Unterchlorige Säure"), Chlorige Säure 2, Chlorsäure 3 und Perchlorsäure 4. a) Geben Sie die xidationszahl des Chlors in den verschiedenen Säuren an. b) Begründen Sie, warum es keine Säure mit der xidationszahl X gibt ("Chlor(IX) Säure"). 1.2 Bestimmen Sie die xidationszahlen aller unterstrichenen Atome und benennen Sie die Verbindungen a) Fe23 b) Ag2 c) CuS4 d) Cu2S4 e) KMn4 f) LiAl4 (Lithiumaluminiumhydrid) g) C h) 22 i) K2 j) K22 k) K2 (Kaliumhyperoxid) l) CaC2 (Calciumcarbid) 1.3 Geben Sie von 1,1-Dichlorethen und von Triethylamin die xidationszahlen aller Atome an. 1.4 Welche xidationszahlen kann Kohlenstoff in Verbindungen annehmen? Begründen Sie weshalb andere xidationszahlen nicht möglich sind. Geben Sie zu jeder xidationszahl eine Verbindung incl. Strukturformel an. 1.5 Geben Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Redoxreaktionen an. a) Li + 2 b) Na + 2 Natriumperoxid c) C2 + C C d) zon + Bleisulfid Bleisulfat 1.6 Mit Dichromat-Ionen (Cr27 2 ) lässt sich im sauren Ethanal ( 3C-C, Strukturformel: siehe unten) zu Ethansäure ( 3C-C, Strukturformel: siehe unten) aufoxidieren. Dabei fällt auch Cr 3+ an. Formulieren Sie die Gesamtreaktionsgleichung mit zwei Verfahren: a) Direkte Ermittlung der Gesamtgleichung ( Einzeiler ). b) Getrenntes Aufstellen der Teilgleichungen und Zusammenfassung zur Gesamtgleichung ( Dreizeiler ). 1.7 Die Silberspiegelprobe dient dem Nachweis reduzierender Gruppen, z.b. Aldehydgruppen. So wird Methanal (2C) im alkalischen Milieu zum Säurerest-Ion der Methansäure oxidiert, aus dem Ag + entsteht ein feiner Silberspiegel. Notieren Sie die Reaktionsgleichung. 1.8 Iodometrische Bestimmung von Cu 2+ : 1. Schritt: Cu 2+ -Ionen reagieren mit Iodidionen quantitativ zu Cu + und Iod. 2. Schritt: Der Iodgehalt der Lösung wird daraufhin durch Titration mit Maßlösung, die Thiosulfat (S23 2 ), im sauren Milieu bestimmt. Dabei reagiert das Thiosulfat-Ion zum Tetrathionat-Ion (S46 2 ). Aus dem Verbrauch an Maßlösung lässt sich auf den Cu 2+ -Gehalt zurückrechnen. Formulieren Sie für beide Schritte eine Reaktionsgleichung. Vereinigen Sie beide Reaktionsgleichungen anschließend zu einer Gesamtreaktionsgleichung. 1.9 Chlor wird im chemischen Labor durch Zutropfen halbkonzentrierter Salzsäure zu festem Kaliumpermanganat gewonnen. Dabei entstehen Mn 2+ -Ionen. Formulieren Sie die Redoxgleichung, auch mit Gegenionen Ethanal (Strukturformel: siehe Aufgabe 1.6) kann durch xidation von Ethanol ( 3C-C 2-) mit Dichromationen (Cr27 2 ) in saurer heißer Lösung hergestellt werden. Das xidationsmittel wird dabei zu Cr 3+ reduziert Stickstoff kann im Labor wird durch Erhitzen einer wässerigen Lösung von Ammoniumnitrit (N4N2) gewonnen werden. Notieren Sie die Reaktionsgleichung. andelt es sich um eine Redoxreaktion? Begründen Sie!

2 1.12 Peroxodisulfationen (S28 2 : 3S---S3, die beiden mittleren -Atome liegen in der Z I vor) sind sehr starke xidationsmittel, die in saurer Lösung mit Ag + als Katalysator sogar Mn 2+ zu Mn4 aufoxidieren können. Formulieren sie die Reaktionsgleichung. Dabei entstehen auch Sulfat-Ionen In alkalischer Lösung komproportionieren Mn 2+ -Ionen mit Permanganationen zu Braunstein (Mn2). Notieren Sie die Reaktionsgleichung Zur Niederschlagung von Bromdämpfen, können sie in Kalilauge eingeleitet werden. Dabei kommt es zur Disproportionierung in Bromationen (Br3 ) und Bromidionen. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung, auch mit Gegenionen. 2. Weitere Aufgaben 2.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen und kennzeichnen Sie für den Fall, dass es sich um eine Redoxreaktion handelt, xidation, Reduktion, xidationsmittel und Reduktionsmittel. Üben Sie das Einrichten als Einzeiler und auch in der Form mit getrennten Teilgleichungen. a) Stickstoff reagiert mit Sauerstoff zu Stickstoffmonoxid. b) Natrium reagiert mit Ammoniak zu Wasserstoff und Natriumamid (NaN2). c) Bringt man das Salz Natriumethanolat ( 3C-C 2- - Na + ) in Wasser ein, so entsteht eine alkalische Lösung. d) Der erstellung von Chlor kann mithilfe einer Kaliumpermanganatlösung (KMn4 aq) erfolgen. Die violette Lösung wird mit Schwefelsäure angesäuert und zu einer Natriumchloridlösung getropft. Dabei verschwindet die violette Farbe des Permanganat-Ions. xidation und Reduktion separat formulieren! e) Säuert man eine Lösung die Iodid-Ionen und Iodat-Ionen (I3 ) enthält, an, so entsteht Iod. f) Tropft man konzentrierte Salpetersäure zu elementarem Kupfer, so steigt giftiges Stickstoffdioxid auf. 2.2 Der Gehalt an Schwefliger Säue (2S3) in einer Lösung kann durch Titration mit I2-haltige Maßlösung bestimmt werden. Der erste Tropfen I2-Überschuss führt mit Stärke als Indikator zu einer starken Blaufärbung so dass sich der Äquivalenzpunkt dieser Titration gut optisch erkennen lässt. a) Formulieren Sie die Redoxreaktion und kennzeichnen Sie xidations- und Reduktionsmittel.. b) Bei der Titration von 40 ml der Probelösung werden bis zum Umschlagpunkt 20,8 ml einer Iod-Maßlösung mit c(i2) = 5 mmol/l verbraucht. Berechnen Sie den Gehalt an Schwefligen Säure in der Probelösung in mg/l ,2-Ethandiol (-C 2-C 2-) wird aus Ethylenoxid (C24) mithilfe einer anderen Reaktionspartners gewonnen a) Überprüfen Sie ob es sich bei der Stoffumwandlung um eine Redoxreaktion handelt. Schlagen Sie einen Reaktionspartner vor und formulieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Welches Volumen an Ethylenoxid-Gas ist bei Normbedingungen einzusetzen, um 1 L 1,2-Ethandiol ( ρ = 1,12 g/cm 3 ) zu erhalten? 2.4 Zur Trennung des Silber- und Goldanteils wird Altschmuck mit konzentrierter Salpetersäure behandelt. Dabei löst sich nur der Silberanteil unter Bildung von Stickstoff(II)-oxid. a) Formulieren Sie die Redoxreaktion mit getrennten Teilgleichungen zwischen Silber und Salpetersäure. b) Begründen Sie, weshalb Silber sich löst, Gold jedoch nicht. 2.5 In alkalischer Lösung reagiert Wasserstoffperoxid ( 2 2) mit Permanganat-Ionen (Mn 4 ) zu molekularem Sauerstoff und Mangan(IV)-oxid. Für die Reduktion gilt folgende Reaktionsgleichung: Mn e Mn Formulieren Sie zusätzlich die Redoxreaktion mit frei wählbaren Gegenionen. 2.6 Wasserstoffperoxid kann in sauer Lösung Peroxodisulfat-Ionen (S ) zu Schwefelsäure reduzieren. 2.7 Wasserstoffperoxid kann in sauer Lösung Iodidionen zu Iod oxidieren. Warum handelt es sich bei 2 2 um ein im Labor beliebtes xidationsmittel?

3 2.8 Blei(IV)-oxid kann als xidationsmittel Kaliumbromid in schwefelsaurer Lösung zu Brom oxidieren. Stellen Sie die Rkt.gleichung mit Gegenionen auf. 2.9 Eine Iodlösung (z.b. für die Iodometrie) wird im Labor durch Ansäuern einer Kaliumiodid- und Kaliumiodat-haltigen Lösung mit Salzsäure hergestellt. Formulieren Sie die Redoxgleichung dieser Komproportionierungsreaktion mit Gegenionen Propan-2-ol (Strukturformel: siehe unten) wird durch Kupfer(II)-oxid unter Bildung von Propanon 3C-C()-C 3 oxidiert. 3 C C C 3 3 C C C 3 2-Propanol: Propanon: 2.11 Kaliumdichromat (K 2Cr 2 7) kann in salzsaurer, kalter Lösung, Ethanol (C 3-C 2-) zu Essigsäure ( 3C-C) oxidieren, wobei auch Cr(III)-Ionen entstehen. 3 C C Essigsäure: 2.12 Wasserstoffperoxid zersetzt sich beim Verkochen unter Sauerstoffentwicklung Notieren Sie die Reaktionsgleichung. andelt es sich um eine Redoxreaktion? Begründen Sie Chlordioxid disproportioniert in alkalischer Lösung in Chlorit-Ionen ( 2 ) und Chlorat-Ionen ( 3 ) Die quantitative Bestimmung des Umweltgifts Kohlenmonoxid mit ilfe von Gasprüfröhrchen basiert auf die Umsetzung von Kohlenstoffmonoxid mit Diiodpentaoxid zu Iod und Kohlenstoffdioxid. Lösungen finden Sie im Anhang dieses Arbeitsblattes. Download unter

4 Lösungen ohne Gewähr 1.1 Strukturformel + Name xidationsstufe : ypochlorige Säure 2: Chlorige Säure II 3: Chlorsäure +V 4: Perchlorsäure +VII Chlor steht in der 7. auptgruppe und hat somit 7 Außenelektronen. Es kann die Edelgasregel erfüllen in dem es von einem Bindungspartnern in einer chemischen Reaktion 1 Elektron aufnimmt (bzw. den Großteil der Ladungsdichte eines Elektrons erhält). Das ist z.b. bei der Fall: Wegen der höheren Elektronegativität (EN) des liegt das Bindungselektron näher am als am ( ). So erhält das Chloratom die xidationszahl I. (EN = 3,0) kann an elektronegativere kovalente Bindungspartner, z.b. (EN = 3,4) allerdings auch Elektronen abgeben. Das Chloratom kann dabei höchstens so viele Elektronen abgeben, wie es Außenelektronen besitzt. Es kann also insgesamt xidationszahlen zwischen I und +VII annehmen. Die Abgabe weiterer Elektronen als 7 würde bedeuten, dass seine günstige Edelgaskonfiguration aufgeben würde. So existiert keine Chlor(X)-säure a) Fe: II b) Ag: c) Cu: I Cu: Eisen(III)-oxid Silber(I)-xid Kupfer(II)-sulfat Kupfer(I)-iodid b) Mn: +VII d) Li:, Al: II, : I e) C: I f) : I Kaliummanganat(VII) (oder Kaliumpermanganat) gegenüber Me hat negative x.zahl Lithiumaluminiumhydrid Kohlenstoffmonooxid Wasserstoffperoxid g) K:, : II h) K:, : I i) K:, : ½ j) C: I xide: xidationszahl des : II Peroxide: xidationszahl des : I yperoxide: xidationszahl des : ½ Cacliumcarbid Kaliumoxid 1.3. Kaliumperoxid Kaliumhyperoxid -I IC -I 1.4. C-II C-III C-I -III N C C C C Z IV III II Beispiele -IV C -III C C 3 -II C Methan Ethan Chlormethan

5 I -I C C 3 Chlorethan 0 C 0 Dichlormethan C C 3 Dichlorethan I z.b. C Kohlenstoffmonooxid II 1,1,1 Trichlorethan II C C 3 V =C= Kohlenstoffdioxid 1.5. Sind alle Edukte und Produkte bekannt, so kann Reduktion: die Reaktionsgleichung 2 * 1 e = 2 e direkt eingerichtet werden. a) 2 L i + C l 2 2 L i C l oder: xidation: 2*1e = 2 e xidation: (Li Li + + e ) 2 Damit die Elektronenzahl der beiden Reduktion: e 2 Teilreaktionen, die gleiche Anzahl an e umsetzen, muss obere Gleichung mit 2 multipliziert werden. Summe: 2 Li e 2 Li + + 2e + 2 Beide Rkt.gleichungen werden addiert Redoxreaktion 2Li Li und dann gekürzt b) Natriumperoxid: Na22: xidationszahlen: Na:, : I Reduktion: 2 * 1 e = 2 e 2 N a + 2 N a 2 2 xidation: 2*1e = 2 e oder xidation: (Na Na + + e ) 2 Damit die Elektronenzahl der beiden Reduktion: e 2 2 Teilreaktionen, die gleiche Anzahl an e umsetzen, muss obere Gleichung mit 2 multipliziert werden. Summe: 2 Na e 2 Na + + 2e Beide Rkt.gleichungen werden addiert Redoxreaktion 2 Na + 2 Na22 und dann gekürzt

6 Reduktion: 2 * 1 e = 2 e c) C 2 + C 2 C xidation: 2*1e = 2 e Redoxreaktionen bei denen bei denen xidationsstufen eines Elements sich gegenseitig ausgleichen heißen Komproportionierungen. ier reagiert ein C-Atom mit xidationszahl: + IV (C2) mit C-Atom der xidationszahl 0. Zusammen bilden Sie ein Produkt, dessen xidationszahl I (C). Reduktion: 12 * 2 e = 24 e d) 3 P b S P b S xidation: 3*8e = 24 e Zum Aufstellen von Redoxreaktionen gibt es ein Arbeitsblatt mit einer ausführlichen Anleitung! xidation: 0 I C C Reduktion: (Ag + + e Ag ) e- Damit die e -Zahl der beiden Teilreaktionen, die gleiche Anzahl an e umsetzen, muss untere Gleichung mit 2 multipliziert werden. Redoxreaktion: Ag + + 2C 2 Ag + C Damit Ag + in alkalischer Lösung nicht als Ag ausfällt, muss es mit N3 "maskiert werden": Silberdiamminkomplex [Ag(N3)2] +. Deshalb geben Sie N3 in den Reaktionsansatz Schritt xidation: 2 I I2 + 2 e Reduktion: (Cu 2+ + e Cu + )*2 Redoxreaktion: 2 I + 2 Cu 2+ 2 Cu + + I2 2. Schritt xidation: 2 S23 2 S e Reduktion: I2 + 2e 2 I Redoxreaktion: I2 + 2 S23 2 S I Bruttoreaktion: Reaktionen werden stets so zusammengefasst, dass die jeweiligen Seiten addiert werden! 1. Schritt: 2 I + 2 Cu 2+ 2 Cu + + I2 2. Schritt: I2 + 2 S23 2 S I Summe: 2 I + 2 Cu 2+ + I2 + 2 S23 2 S I + 2 Cu + + I2 Bruttogleichung (gekürzt): 2 Cu S23 2 S Cu +

7 1.9. xidation: ( e )*5 Reduktion: (Mn4 + 5e Mn )*2 Redox: 2 Mn Mn Redox mit Gegenionen 2 KMn4 (aq) + 16 (aq) 2 K (aq) Mn2 (aq) Da als Säure eingesetzt wird kann man statt + auch direkt schreiben, wenn man dies auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung berücksichtigt: 2 KMn K Mn xidation: -I C C C C e (C26 C e )*3 Reduktion: Cr e 2 Cr Redoxreaktion 3 C26 + Cr C4 + 2 Cr (- III ) ( + III ) (0) N N N Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die xidationsstufen einzelner Atome ändern. Es handelt sich hier um eine Komproportionierungsreaktion, weil 2 Stickstoffatome untereinander ihre xidationszahl ausgleichen xidation: (Mn Mn e )*2 Reduktion: (S e 2 S4 2 )*5 Redoxreaktion 2 Mn S S Mn xidation: (Mn Mn2 + 2 e )*3 Reduktion: (Mn4 + 3e Mn2 + 4 )*2 Redoxreaktion: 3 Mn Mn4 5 Mn Disproportionierungen sind Redoxreaktionen bei denen sich die xidationsstufen eines Elements sich aufspalten. ier entsteht aus der xidationszahl des Broms von 0 (Br2) auf die xidationszahlen I (Br ) und +V (Br3 ) xidation: Br Br e Reduktion: (Br2 + 2e 2 Br )*5 Redoxreaktion: 6 Br Br Br Da es sich um Kalilauge handelt kann man auch schreiben: 6 Br K 2 KBr KBr + 6 2

8 2.1a ier entsteht nur ein Reaktionsprodukt. Eine getrennte Formulierung von xidation und Reduktion macht deshalb wenig Sinn. Weiterhin findet die Reaktion nicht in wässeriger Lösung statt, alle beteiligten Stoffe sind gasförmig. Ein Einrichten mit + /2 etc. entfällt. Man kann die Redox-Reaktion gleich vollständig formulieren. N N 2.1b xidation: (Na Na + + e )*2 Reduktion: - III + I - III + I N + 2e 2 N + Der Wasserstoff wird reduziert! Redoxreaktion: 2 Na + 2 N3 2 Na N2 + 2 oder 2 Na + 2 N3 2 NaN c Das ist keine Redoxreaktion, sondern eine Protolyse! Die xidationszahlen ändern sich nicht. C25Na + 2 C25 + Na d) Durch die Aufgabenstellung geht hervor, dass es sich um saure Umgebung handelt. => sauer einrichten. xidation: ( e )*5 Chlorid-Ionen sind in der Natriumchloridlösung enthalten Reduktion: (Mn4 + 5 e Mn 2+ )*2 Redoxreaktion: Mn Mn 2+ mit Gegenionen (war nicht verlangt, nur zur Übung): konkretisiert mit Schwefelsäure (war nicht verlangt, nur zur Übung): 10 Na + 2 KMn Na K + 10 Na + 2 KMn S4 (aq) Na2S4 (aq)+ K2S4 (aq) 2.1e) Es handelt sich um eine Komprortionierung (Synproportionierung). xidation: (2 I I2 + 2 e )*5 Reduktion: Redoxreaktion: 2 I e I I + 2 I I f) xidation: Reduktion: Cu Cu e (N e N2 + 2)*2

9 Redoxreaktion: Cu + 2 N Cu N xidation: 2S S e 2S3 ist das Reduktionsmittel Reduktion: I2 + 2 e 2 I I2 ist das xidationsmittel Redoxreaktion: 2S3 + I I S4 aq b) Zuerst wird berechnet, welche Stoffmenge Maßreagenz bis zum Umschlagpunkt zugegeben wurde: Wenn pro Liter 5 mmol I2 enthalten sind, dann sind in 20,8 ml enthalten: n(i2) = 0,104 mmol Jetzt wird mit dem Koeffizientenverhältnis der Reaktinosgleichung darauf geschlossen, welche Stoffmenge Analyt (= gesuchter Stoff) enthalten ist. Aus dem Koeffizientenverhältnis 1:1 ist zu entnehmen, dass n(2s3) = 0,104 mmol Nun wird der Gehalt in mg/l berechnet. M(2S3) = 82,0 g/mol. m(2s3) = 0,104 mmol 82,0 mg/mmol 8,528 mg. Wenn also in 40 ml der Probe 8,528 mg enthalten sind, so sind in 1000 ml dann 213,2 mg enthalten. => β(2s3) = 213,2 mg/l 2.3 a) Um einen Reaktionspartner vorschlagen zu können, muss man erst herausfinden ob die Teilreaktion von Ethylenoxid zu 1,2-Ethandiol eine xidation oder eine Reduktion ist. In Ermangelung einer Strukturformel für Ethylenoxid, muss dies anhand der Summenformeln geschehen. Ethylenoxid: - I + I -II C 2 4 1,2-Ethandiol: - I + I -II C Man erkennt, dass es sich nicht um eine Reduktion oder xidation handelt. Es wird also kein Reduktions- oder xidationsmittel benötigt. Der Reaktionspartner der benötigt wird, liegt auf der and, wenn man schaut, was in der Summenformeln von Ethylenoxid fehlt, um zu Ethandiol zu werden: 2. Reaktionsgleichung: C C262 b) Mithilfe der Dichte kann man entnehmen, dass1 L Ethandiol 1120 g wiegt. Mit der molaren Masse von M = 62,1 g/mol folgt, dass sich hierbei um die Stoffmenge n = 18,035 mol handelt. Wegen dem 1:1-Koeffizientenverhältnis lässt sich auch die erforderliche Stoffmenge Ethylenoxid mit n= 18,035 mol angeben. Da bei Normbedingungen 1 mol eines beliebigen Gases 22,4 Liter einnehmen, so nehmen dann 18,035 mol insgesamt ca. 404 Liter Rauminhalt ein. 2.4 a) xidation: (Ag Ag + + e )*3 Reduktion: N e N Redox : 3 Ag + N N Ag + b) Gold ist edler als Silber und löst sich daher nicht auf.

10 2.5 Reduktion (Mn e Mn )*2 xidation ( e )*3 siehe Aufgabenstellung Summe (gekürzt) Mn Mn Zur Überprüfung überzeugt man mit Gegenionen KMn Mn K sich davon, dass Ladungsbilanz und Atombilanz stimmt! 2.6 Reduktion S e 2 S 4 xidation e Summe (gekürzt) S S DER S S 4(aq)+ 2 Ein + wurde mit einem S 4 zu einem 2S 4 vereint 2.7 Reduktion e 2 2 xidation (I 0,5 I e )*2 Summe (gekürzt) I I 2 Wenn 2 2 als xidationsmittel eingesetzt wird, resultiert nur 2 als Endprodukt. Evtl. noch unverbrauchtes 2 2 kann einfach verkocht werden (siehe auch Aufgabe 9 + Lösung). Es bleiben also keine Ionen oder sonstige Stoffe in Lösung, die evtl. Analysen stören könnten. 2.8 Reduktion Pb e Pb xidation (Br 0,5 Br 2 + e )*2 Summe (gekürzt) Pb Br Pb 2+ + Br mit Gegenionen Pb S KBr PbS 4 + Br 2 + K 2S Reduktion I e 0,5 I xidation (I 0,5 I 2 + e )*5 Summe (gekürzt) I I 3 I mit Gegenionen KI 3 (aq) + 6 (aq) + 5 KI (aq) 3 I K (aq) Propanol: C 3 3 C C (0) 3 C C (I) C 3 Cu (0) Cu (I)

11 C 2 6 C Pro Ethanolmolekül werden 4 e abgegeben. Wenn Cu als xidationsmittel dient, dann bildet sich entweder Cu(I)-oxid oder Cu als Reaktionsprodukt. Für Cu gilt z.b. Schritt 1. C 3 3 C C (0) 3 C C (I) C 3 Cu (0) Cu (I) C 3 8 C 3 6 Schritt 2. C Cu C Cu Die e -Bilanz ist hier schon ausgeglichen: Um C(0) in C(I) zu überführen müssen 2 e abgegeben werden, um Cu(I) in Cu(0) zu überführen müssen 2 e aufgenommen werden, Schritt 3: C Cu C Cu + 2 Man überprüfe jedes mal, ob die Gleichung am Ende richtig eingerichtet ist! Richtet man die Reaktionsgleichung mit Cu 2 als Reaktionsprodukt ein, so resultiert mit dem gleichen Schema: C Cu C Cu Schritt 1. C 3 C (-I) 3 C C (II) Cr Cr ( + VI ) ( + III ) 2 7 doppelt so viel Cr 3+ entstehen, da Cr : Pro Dichromat-Ion werden 2*3 = 6 e aufgenommen. Es müssen Schritt C + 2Cr 3C + 4Cr ; Ein Redox-Paar wird mal 3 multipliziert, das andere mal 2. So ist die Elektronenbilanz ausgeglichen. Schritt 3: C + 2Cr C + 4Cr Zum Ausgleich der -Bilanz werden zuerst rechts 11 2 ergänzt. Damit auch die -Bilanz stimmt, müssen links noch 16 + ergänzt werden. Man überprüfe ob die Gleichung richtig eingerichtet ist (Ladungsbilanz, Atombilanz)! kann verkocht werden, wobei es sich spaltet. ier kann man die Reaktionsgleichung gleich hinschrieben: ,5 2 bzw Lösung unter Einhaltung des formalen Lösungsweg: Schritt 1. 2 ( I) (0) 2 2 : Pro 2 2-Molekül (2 -Atome) werden 2 e abgegeben. 2 ( I) 2 2 (-II) : Pro 2 2-Molekül werden 2 e Aufgenommen. Es müssen

12 Schritt 2. doppelt so viel 2 entstehen ; Die e -Bilanz ist hier schon ausgeglichen Schritt 3: entfällt, da Atom- und Ladungsbilanz stimmt Es handelt es sich um eine Redox-Reaktion, da die Reaktion für einige Elemente mit der Änderung der xidationszahl einher geht. Eine Redoxreaktion bei der eine mittlere xidationszahl an einem Element (hier: I) in eine größere (0) und eine kleinere (-II) zerfällt, wird Disproportionierung genannt Schritt 1. (V) 2 (II) 2 : Pro Chlordioxid-Molekül wird 1 e abgegeben 2 (V) (+V) 3 : Pro Chlordioxid-Molekül wird 1 e aufgenommen. Schritt 2. Schritt 3: Es handelt sich also um eine Disproportionierung (siehe auch Lösung zu Aufgabe 9). + + ; ; Die e -Bilanz ist hier schon ausgeglichen ; Durch inzufügen von und 2 wird die Atom- und Ladungsbilanz ausgeglichen Schritt 1. C (I) C (V) 2 : Es werden 2 e pro C abgegeben. Schritt 2. Schritt 3: (+V) (0) I 2 5 I 2 : Es werden Pro Diiodpentaoxid 2*5 = 10 e aufgenommen. 5C + I 5C + I ; Das eine RedoxPaar ist zum Ausgleich der e -Bilanz mal multipliziert worden. 5C + I 5C + I ; Die Atom- und Ladungsbilanz ist schon richtig