Redoxreaktionen-Einstieg

Bewerte die folgenden 4 Aussagen spontan mit ✓ (stimme zu), ✗ (stimme nicht zu) oder ? (unsicher) – bevor du mit den Stationen beginnst. Es gibt hier noch keine Auflösung, das machen wir am Ende gemeinsam.

Viele chemische Reaktionen laufen nicht vollständig ab, sondern erreichen einen Zustand, bei dem Hin- und Rückreaktion gleich schnell ablaufen – das chemische Gleichgewicht. Auf Teilchenebene reagieren ständig weiter Teilchen, auf Stoffebene ändern sich die Konzentrationen aber nicht mehr (dynamisches Gleichgewicht).

Für eine allgemeine Reaktion aA + bB ⇌ cC + dD gilt das Massenwirkungsgesetz (MWG): K = ([C]ᶜ·[D]ᵈ) / ([A]ᵃ·[B]ᵇ). K heißt Gleichgewichtskonstante.

Aufgabe: Formuliere in eigenen Worten, was es bedeutet, wenn K sehr groß bzw. sehr klein ist. Beziehe dich dabei auf den Irrtum oben: Warum sagt K nichts über „gleiche Mengen" aus?

Wird ein System im chemischen Gleichgewicht von außen gestört (Zwang), reagiert es so, dass es dem Zwang entgegenwirkt – das Gleichgewicht verschiebt sich, bis ein neues Gleichgewicht erreicht ist.

• Konzentration: Erhöht man die Konzentration eines Stoffes, verschiebt sich das Gleichgewicht auf die gegenüberliegende Seite.
• Druck (bei Gasreaktionen): Druckerhöhung begünstigt die Seite mit weniger Gasteilchen.
• Temperatur: Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Richtung, Temperatursenkung die exotherme Richtung.

Aufgabe: Nenne ein Alltagsbeispiel, bei dem du eine Gleichgewichtsreaktion beeinflussen könntest (z. B. beim Kochen, Backen oder Lagern von Lebensmitteln). Erkläre dabei, ob sich K oder nur die Gleichgewichtslage ändert.

Material: Der Claus-Prozess dient der Schwefelherstellung aus Schwefelwasserstoff (H₂S), der bei der Erdgas-/Erdölentschwefelung anfällt. In der ersten (exothermen) Reaktion wird ein Teil des H₂S bei ca. 1000 °C mit Sauerstoff zu Wasser und Schwefeldioxid umgesetzt. Das entstandene SO₂ reagiert im zweiten Reaktor bei ca. 300 °C an einem Katalysator mit weiterem H₂S zu elementarem, flüssigem Schwefel und Wasser. Der gebildete Schwefel wird laufend aus dem Reaktor entfernt.

Aufgabe: Stelle die Reaktionsgleichungen für beide Reaktionsschritte auf. Begründe mit dem Prinzip von Le Chatelier, warum der Schwefel laufend entfernt wird und wie sich eine Druckerhöhung auf die erste Reaktion auswirkt.

Material: Im Hochofen wird Eisenerz mit Koks (Kohlenstoff) zu Roheisen reduziert. Kohlenstoff reagiert zunächst exotherm mit Luftsauerstoff zu Kohlenstoffdioxid (Reaktion 1). Das entstandene CO₂ reagiert sofort endotherm mit weiterem Kohlenstoff zu Kohlenstoffmonoxid weiter (Reaktion 2, das sogenannte Boudouard-Gleichgewicht, ΔrH° = 172 kJ/mol). In der Reduktionszone wird Eisen(II)-oxid mit Kohlenstoffmonoxid zu Eisen und Kohlenstoffdioxid umgesetzt (Reaktion 3).

Aufgaben:

1. Stelle die Reaktionsgleichungen 1–3 auf.
2. Bestätige anhand der Oxidationszahlen, dass Reaktion 3 eine Redoxreaktion ist.
3. Erkläre nach Le Chatelier, wie sich eine Temperatursenkung unter 900 °C auf das Boudouard-Gleichgewicht auswirkt und warum das für den Hochofenbetrieb problematisch ist.

Vergleiche jetzt deine Einschätzung von Anfang der Stunde mit der Auflösung. Wo lagst du richtig, wo hattest du eine andere Vorstellung?

Erstellt in eurer Gruppe eine Mindmap zu folgenden Begriffen. Ordnet sie sinnvoll zueinander an und ergänzt kurze Erklärungen (Stichpunkte reichen):

Protolyse · Donator · Akzeptor · Oxonium-Ion (H₃O⁺) · korrespondierendes Säure-Base-Paar

Leitfrage: Was passiert bei einer Protolyse – wer gibt was an wen ab?

1. Nenne den Zusammenhang zwischen pH-Wert und pOH-Wert bei 25 °C.
2. Erkläre in einem Satz den Unterschied zwischen einer starken und einer schwachen Säure.
3. Formuliere die allgemeine Reaktionsgleichung für eine Neutralisationsreaktion.

Titrationsaufgabe: 100 mL einer Säure unbekannter Konzentration werden mit 1-molarer NaOH-Lösung titriert. Nach Zugabe von 12,5 mL NaOH-Lösung schlägt der Indikator um (Äquivalenzpunkt erreicht). Berechne die Konzentration der Säure.

Material: Eisennagel (blank), Kupfersulfat-Lösung (0,5 mol/L), Reagenzglas, Reagenzglasständer

1. Notiere deine Beobachtung vor Beginn (Aussehen von Nagel und Lösung).
2. Tauche den Eisennagel für ca. 5 Minuten in die Kupfersulfat-Lösung. Notiere Veränderungen.
3. Formuliere eine Vermutung: Welcher Stoff wird gebildet? Woher stammt er?

Vervollständigt gemeinsam die Reaktionsgleichungen (Lücken ausfüllen):

Oxidation (Elektronenabgabe): Fe → Fe²⁺ + e⁻

Reduktion (Elektronenaufnahme): Cu²⁺ + 2 e⁻ →

Gesamtgleichung: Fe + Cu²⁺ → +

1. Beschreibe in eigenen Worten das Elektronengasmodell der Metallbindung.
2. Erkläre, warum Metalle Strom leiten können.
3. Überlege: Welche Elektronen sind beim Eisennagel-Versuch „frei beweglich" – und wie hängt das mit der Elektronenabgabe zusammen?

Die vollständigen Regeln (inkl. Vorgehen bei organischen Molekülen und Lewis-Formel-Methode) stehen im ausgeteilten Original-Arbeitsblatt „AB2_Oxidationszahlen.pdf". Bearbeite dort Aufgabe 2a+b, danach geht es hier mit AB3b weiter.

Prüft mithilfe der Oxidationszahlen, ob es sich um eine Redoxreaktion handelt, und stellt bei „Ja" Teil- und Gesamtgleichung auf.

Füllt die Tabelle in Partnerarbeit aus. Auflösung direkt darunter zur Selbstkontrolle.

Zusatzaufgabe (KI-Prompting-Übung, freiwillig/für schnelle Gruppen): Lass dir von einem KI-Modell (z. B. Claude) eine selbst gewählte Redoxreaktion mit Oxidationszahlen erklären. Prüfe die Antwort anschließend selbst anhand der Regeln von AB2_Oxidationszahlen.pdf – findest du einen Fehler oder eine ungenaue Stelle? Notiere, wie du geprüft hast.

Für diese Stunde erhältst du separate Arbeitsblätter von deiner Lehrkraft: AB „Die Redoxreihe der Metalle" (Experiment + Aufgaben 1–3) und als Hausaufgabe AB „Übungsaufgaben zur Redoxreihe der Metalle" (Aufgaben 1–4). Bringe dein Heft für das Einstiegsexperiment-Protokoll mit.