Aufgaben: Oxidationszahlen, Teilgleichungen und Redoxpaare

Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in

1. a) $\mathrm{Fe_2O_3}$ und $\mathrm{MnO_4^-}$
2. b) $\mathrm{SO_4^{2-}}$ und $\mathrm{H_2O_2}$

Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid.

1. a) Formulieren Sie die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion.
2. b) Benennen Sie Oxidationsmittel und Reduktionsmittel.

Zink wird in Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht.

1. a) Geben Sie die Redoxpaare an.
2. b) Formulieren Sie die Gesamtgleichung und kennzeichnen Sie Elektronendonator und -akzeptor.

Eisen(II)-Ionen werden in saurer Lösung durch Permanganat-Ionen oxidiert. Dabei entstehen $\mathrm{Fe^{3+}}$ und $\mathrm{Mn^{2+}}$.

1. a) Bestimmen Sie die Oxidationszahlenänderungen.
2. b) Stellen Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.

Chlor wird in Kaliumbromid-Lösung eingeleitet, die Lösung färbt sich braun.

1. a) Erklären Sie die Beobachtung mit Redoxpaaren.
2. b) Formulieren Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung.
3. c) Sagen Sie voraus, ob Brom aus Kaliumchlorid-Lösung Chlor freisetzt, und begründen Sie.

Die Thermitreaktion: Aluminium reagiert mit Eisen(III)-oxid zu Aluminiumoxid und Eisen.

1. a) Formulieren Sie Teilgleichungen und Gesamtgleichung.
2. b) Berechnen Sie die Masse Aluminium, die für $100\,\text{kg}$ Eisen nötig ist ($M(\mathrm{Al}) = 27{,}0$, $M(\mathrm{Fe}) = 55{,}8\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).

Wasserstoffperoxid kann sowohl als Oxidations- als auch als Reduktionsmittel wirken.

1. a) Begründen Sie diese Doppelrolle anhand der Oxidationszahl des Sauerstoffs.
2. b) Formulieren Sie die Reaktion mit Iodid-Ionen (saure Lösung) und die Reaktion mit Permanganat-Ionen (saure Lösung).
3. c) Erklären Sie die Disproportionierung von $\mathrm{H_2O_2}$ und schreiben Sie die Gleichung.

Eine Probe Eisen(II)-sulfat ($\mathrm{FeSO_4}$) wird in schwefelsaurer Lösung mit Kaliumpermanganat-Lösung ($c = 0{,}0200\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) titriert. Bis zum Farbumschlag werden $18{,}4\,\text{mL}$ verbraucht.

1. a) Stellen Sie die Redoxgleichung auf.
2. b) Berechnen Sie die Stoffmenge und die Masse an $\mathrm{Fe^{2+}}$ in der Probe ($M(\mathrm{Fe}) = 55{,}8\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).
3. c) Begründen Sie, warum kein zusätzlicher Indikator nötig ist.

Begründen Sie jeweils, ob eine Redoxreaktion vorliegt, und kennzeichnen Sie sie gegebenenfalls:

1. a) $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$
2. b) $\mathrm{Zn + 2\,HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}$
3. c) $\mathrm{3\,Cl_2 + 6\,OH^- \rightarrow 5\,Cl^- + ClO_3^- + 3\,H_2O}$

Geben Sie in c) die Art der Reaktion an.