Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt

2026-07-27T12:37:34Z

aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt

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{{T}}
{{BR}}
= Redoxgleichungen aufstellen - Chemie =

Eine [[Redoxreaktion]] ist eine chemische Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden. Ein Reaktionspartner gibt Elektronen ab, während ein anderer sie aufnimmt. Beide Vorgänge laufen immer gekoppelt ab.

In diesem aiMOOC lernst Du, [[Oxidationszahl|Oxidationszahlen]] zu bestimmen, Oxidation und Reduktion zu erkennen, Teilgleichungen zu formulieren und vollständige Redoxgleichungen auszugleichen. Der Kurs richtet sich an Lernende der Sekundarstufe und führt von einfachen Metallreaktionen bis zum Ausgleichen in saurer oder basischer Lösung.

[[Datei:Redox example.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=csRIZZuIC0Q |500|center}}

{{BR}}
== Lernziele ==

Nach der Bearbeitung kannst Du:

# [[Oxidation und Reduktion|Oxidation und Reduktion]] anhand der Elektronenübertragung erklären.
# [[Oxidationszahl|Oxidationszahlen]] in Elementen, Ionen und Verbindungen bestimmen.
# [[Oxidationsmittel]] und [[Reduktionsmittel]] zuordnen.
# Oxidations- und Reduktionsteilgleichungen formulieren.
# Elektronen-, Atom- und Ladungsbilanz einer Redoxgleichung prüfen.
# Redoxgleichungen in saurer und basischer Lösung ausgleichen.

{{BR}}
= Grundlagen =

{{BR}}
== Oxidation und Reduktion ==

Bei einer '''Oxidation''' werden Elektronen abgegeben. Die Oxidationszahl eines beteiligten Elements steigt.

<math>\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}</math>

Bei einer '''Reduktion''' werden Elektronen aufgenommen. Die Oxidationszahl eines beteiligten Elements sinkt.

<math>\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}</math>

{| class="wikitable"
! Teilprozess
! Elektronen
! Änderung der Oxidationszahl
|-
| Oxidation
| Abgabe
| steigt
|-
| Reduktion
| Aufnahme
| sinkt
|}

Ein hilfreicher Merksatz lautet: '''Oxidation gibt Elektronen ab, Reduktion nimmt Elektronen auf.'''

[[Datei:Magnesium ribbon burning.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Beim Verbrennen von Magnesium werden Magnesiumatome oxidiert. Sauerstoff wird gleichzeitig reduziert:

<math>\mathrm{2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO}</math>

{{BR}}
== Oxidationsmittel und Reduktionsmittel ==

Das '''Oxidationsmittel''' nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert. Das '''Reduktionsmittel''' gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert.

Bei der Reaktion zwischen Zink und Kupfer-Ionen ist Zink das Reduktionsmittel und das Kupfer-II-Ion das Oxidationsmittel.

{| class="wikitable"
! Stoff
! Verhalten
! Eigene Veränderung
|-
| Oxidationsmittel
| nimmt Elektronen auf
| wird reduziert
|-
| Reduktionsmittel
| gibt Elektronen ab
| wird oxidiert
|}

[[Datei:Galvanic Cell Diagram.svg|500px|rahmenlos|center]]

In einer [[Galvanische Zelle|galvanischen Zelle]] sind Oxidation und Reduktion räumlich getrennt. Elektronen fließen durch den äußeren Stromkreis von der Oxidation zur Reduktion.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=M6DU3YJNuuM |500|center}}

{{BR}}
== Oxidationszahlen bestimmen ==

Oxidationszahlen helfen Dir zu erkennen, welches Element oxidiert und welches reduziert wird.

# Atome in elementaren Stoffen besitzen die Oxidationszahl 0, zum Beispiel <math>\mathrm{O_2}</math>, <math>\mathrm{Fe}</math> oder <math>\mathrm{Cl_2}</math>.
# Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung.
# Die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Gesamtladung des Teilchens.
# Fluor besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl −I.
# Sauerstoff besitzt meistens −II. In Peroxiden besitzt Sauerstoff −I.
# Wasserstoff besitzt meistens +I. In Metallhydriden besitzt Wasserstoff −I.

{| class="wikitable"
! Teilchen
! Wichtige Oxidationszahlen
|-
| <math>\mathrm{H_2O}</math>
| Wasserstoff +I, Sauerstoff −II
|-
| <math>\mathrm{SO_4^{2-}}</math>
| Schwefel +VI, Sauerstoff −II
|-
| <math>\mathrm{KMnO_4}</math>
| Kalium +I, Mangan +VII, Sauerstoff −II
|-
| <math>\mathrm{NH_4^+}</math>
| Stickstoff −III, Wasserstoff +I
|}

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=XGSo5uYPVTU |500|center}}

{{BR}}
= Methode: Redoxgleichungen systematisch aufstellen =

Eine zuverlässige Vorgehensweise besteht aus acht Schritten:

# '''Reaktionsansatz notieren''': Schreibe Edukte und Produkte auf.
# '''Oxidationszahlen bestimmen''': Markiere die Elemente, deren Oxidationszahlen sich ändern.
# '''Oxidation und Reduktion trennen''': Formuliere zwei Teilgleichungen.
# '''Atome ausgleichen''': Gleiche zunächst alle Atome außer Sauerstoff und Wasserstoff aus.
# '''Sauerstoff und Wasserstoff ausgleichen''': Verwende in saurer Lösung Wasser und Wasserstoff-Ionen.
# '''Ladungen ausgleichen''': Ergänze Elektronen auf der jeweils passenden Seite.
# '''Elektronenzahlen angleichen''': Multipliziere die Teilgleichungen so, dass gleich viele Elektronen abgegeben und aufgenommen werden.
# '''Addieren und prüfen''': Addiere beide Teilgleichungen und kürze Teilchen, die auf beiden Seiten vorkommen.

'''Kontrollfrage:''' Stimmen am Ende sowohl die Anzahl aller Atome als auch die Gesamtladung auf beiden Seiten überein?

{{BR}}
== Beispiel 1: Zink und Kupfer-II-Ionen ==

Der Reaktionsansatz lautet:

<math>\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}</math>

Zink verändert seine Oxidationszahl von 0 zu +II. Es wird oxidiert:

<math>\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}</math>

Kupfer verändert seine Oxidationszahl von +II zu 0. Es wird reduziert:

<math>\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}</math>

Da beide Teilgleichungen bereits zwei Elektronen enthalten, können sie direkt addiert werden:

<math>\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}</math>

Zink ist das Reduktionsmittel. Das Kupfer-II-Ion ist das Oxidationsmittel.

[[Datei:Daniell cell.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Beispiel 2: Aluminium und Kupfer-II-oxid ==

Der Reaktionsansatz lautet:

<math>\mathrm{Al + CuO \rightarrow Al_2O_3 + Cu}</math>

Aluminium wird von 0 zu +III oxidiert. Kupfer wird von +II zu 0 reduziert.

Oxidation:

<math>\mathrm{2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 6e^-}</math>

Reduktion:

<math>\mathrm{3Cu^{2+} + 6e^- \rightarrow 3Cu}</math>

Die ausgeglichene Gesamtgleichung lautet:

<math>\mathrm{2Al + 3CuO \rightarrow Al_2O_3 + 3Cu}</math>

Die Faktoren 2 und 3 entstehen durch den Elektronenausgleich. Zwei Aluminiumatome geben insgesamt sechs Elektronen ab. Drei Kupfer-II-Ionen nehmen insgesamt sechs Elektronen auf.

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== Beispiel 3: Permanganat und Eisen-II-Ionen in saurer Lösung ==

Der Reaktionsansatz lautet:

<math>\mathrm{MnO_4^- + Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+}}</math>

Eisen wird oxidiert:

<math>\mathrm{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}</math>

Permanganat wird in saurer Lösung reduziert. Sauerstoff wird mit Wasser, Wasserstoff mit Wasserstoff-Ionen und die Ladung mit Elektronen ausgeglichen:

<math>\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}</math>

Die Oxidation wird mit 5 multipliziert:

<math>\mathrm{5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-}</math>

Nach dem Addieren ergibt sich:

<math>\mathrm{MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+}}</math>

Die Ladung beträgt auf beiden Seiten +17. Auch die Anzahl aller Atome stimmt überein.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=91K3s4PYu3A |500|center}}

{{BR}}
== Ausgleichen in basischer Lösung ==

In basischer Lösung kannst Du zunächst so ausgleichen, als läge eine saure Lösung vor. Anschließend gibst Du zu beiden Seiten für jedes Wasserstoff-Ion ein Hydroxid-Ion. Dabei entsteht Wasser:

<math>\mathrm{H^+ + OH^- \rightarrow H_2O}</math>

Danach werden Wassermoleküle gekürzt, die auf beiden Seiten vorkommen.

Eine ausgeglichene Reduktion von Permanganat zu Mangandioxid in basischer Lösung lautet:

<math>\mathrm{MnO_4^- + 2H_2O + 3e^- \rightarrow MnO_2 + 4OH^-}</math>

Auch hier müssen Atomanzahl und Gesamtladung auf beiden Seiten gleich sein.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=LBUwrkrZA2A |500|center}}

{{BR}}
= Prüfen und typische Fehler =

{| class="wikitable"
! Typischer Fehler
! So vermeidest Du ihn
|-
| Oxidation und Reduktion werden vertauscht.
| Prüfe, ob Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden.
|-
| Die Elektronenzahlen sind verschieden.
| Bestimme das kleinste gemeinsame Vielfache.
|-
| Faktoren werden zu Indizes gemacht.
| Verändere nur die Faktoren vor den Formeln.
|-
| Atome stimmen, aber die Ladung nicht.
| Addiere die Ladungen jeder Seite getrennt.
|-
| Wasser oder Wasserstoff-Ionen fehlen.
| Beachte, ob die Reaktion sauer oder basisch abläuft.
|-
| Zuschauerionen werden unnötig mitgeführt.
| Kürze unveränderte Ionen oder formuliere die Ionengleichung.
|}

Eine fertige Redoxgleichung erfüllt drei Bedingungen:

# Alle Elementsorten kommen auf beiden Seiten gleich häufig vor.
# Die Gesamtladung ist auf beiden Seiten gleich.
# In der Gesamtgleichung stehen keine frei übertragenen Elektronen mehr.

{{BR}}
= Redoxreaktionen im Alltag =

{{BR}}
== Batterien und Akkumulatoren ==

In [[Batterie|Batterien]] und [[Akkumulator|Akkumulatoren]] liefern räumlich getrennte Redoxreaktionen elektrische Energie. An der Anode findet die Oxidation statt, an der Kathode die Reduktion.

[[Datei:Galvanische Zelle und Elektrolysezelle.svg|500px|rahmenlos|center]]

Bei einer galvanischen Zelle läuft die Redoxreaktion freiwillig ab und erzeugt elektrische Energie. Bei einer Elektrolyse wird elektrische Energie eingesetzt, um eine nicht freiwillige Redoxreaktion zu erzwingen.

[[Datei:ElectrochemCell.png|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Korrosion ==

Beim Rosten wird Eisen oxidiert. Sauerstoff wird in Gegenwart von Wasser reduziert. Rost ist kein einheitlicher Stoff, sondern besteht aus verschiedenen wasserhaltigen Eisenoxiden und Eisenoxidhydroxiden.

[[Datei:RustyChainEdit1.jpg|500px|rahmenlos|center]]

Korrosionsschutz kann die Redoxreaktion verlangsamen. Beispiele sind Lackieren, Verzinken, Legieren und der kathodische Korrosionsschutz.

{{BR}}
== Verbrennung und Stoffwechsel ==

Viele Verbrennungen sind Redoxreaktionen. Der Brennstoff wird oxidiert und Sauerstoff reduziert. Auch im [[Stoffwechsel]] laufen zahlreiche Redoxreaktionen ab, beispielsweise bei der Zellatmung.

Redoxreaktionen müssen nicht immer mit einer Flamme verbunden sein. Sie können sich auch durch Farbänderungen zeigen.

[[Datei:Oxidation of Indigo carmine.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was geschieht bei einer Reduktion?'''
(Elektronen werden aufgenommen)
(!Elektronen werden abgegeben)
(!Protonen werden immer abgegeben)
(!Die Oxidationszahl steigt immer)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie verändert sich die Oxidationszahl bei einer Oxidation?'''
(Sie steigt)
(!Sie sinkt)
(!Sie bleibt immer null)
(!Sie entspricht immer der Atommasse)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Aufgabe hat ein Reduktionsmittel?'''
(Es gibt Elektronen ab)
(!Es nimmt Elektronen auf)
(!Es verhindert jede Reaktion)
(!Es bildet immer Sauerstoff)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Oxidationszahl besitzt Sauerstoff in den meisten Verbindungen?'''
(Minus zwei)
(!Plus zwei)
(!Null)
(!Plus eins)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Oxidationszahl besitzt elementares Zink?'''
(Null)
(!Plus zwei)
(!Minus zwei)
(!Plus eins)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Warum werden die Elektronenzahlen der Teilgleichungen angeglichen?'''
(Damit gleich viele Elektronen abgegeben und aufgenommen werden)
(!Damit alle Stoffe die Oxidationszahl null erhalten)
(!Damit Wasser auf beiden Seiten steht)
(!Damit nur ein Reaktionsprodukt entsteht)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Womit wird Sauerstoff in saurer Lösung meist ausgeglichen?'''
(Mit Wasser)
(!Mit Metallatomen)
(!Mit Chlorid-Ionen)
(!Mit freien Neutronen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Womit wird Wasserstoff in saurer Lösung ausgeglichen?'''
(Mit Wasserstoff-Ionen)
(!Mit Sauerstoff-Ionen)
(!Mit Metall-Ionen)
(!Mit Stickstoff)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Kontrolle ist nach dem Addieren der Teilgleichungen notwendig?'''
(Atomanzahl und Gesamtladung müssen stimmen)
(!Alle Oxidationszahlen müssen null sein)
(!Auf beiden Seiten müssen Elektronen stehen)
(!Es darf nur ein Element vorkommen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Aussage beschreibt die Oxidation von Zink richtig?'''
(Zink wird zu Zink-Ionen und gibt Elektronen ab)
(!Zink-Ionen werden zu Zink und geben Elektronen ab)
(!Zink nimmt zwei Elektronen auf)
(!Zink verändert seine Oxidationszahl nicht)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Oxidation || Elektronenabgabe
|-
| Reduktion || Elektronenaufnahme
|-
| Oxidationsmittel || Elektronenakzeptor
|-
| Reduktionsmittel || Elektronendonator
|-
| Anode || Ort der Oxidation
|-
| Kathode || Ort der Reduktion
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Funktion
|-
| '''Oxidationszahlen bestimmen'''
| Veränderung der Elemente erkennen
|-
| '''Teilgleichungen formulieren'''
| Oxidation und Reduktion trennen
|-
| '''Elektronen ausgleichen'''
| Abgabe und Aufnahme angleichen
|-
| '''Atome ausgleichen'''
| Stoffbilanz herstellen
|-
| '''Ladungen prüfen'''
| elektrische Bilanz kontrollieren
|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Oxidation || Wie heißt der Teilprozess der Elektronenabgabe?
|-
| Reduktion || Wie heißt der Teilprozess der Elektronenaufnahme?
|-
| Oxidationsmittel || Welcher Reaktionspartner nimmt Elektronen auf?
|-
| Reduktionsmittel || Welcher Reaktionspartner gibt Elektronen ab?
|-
| Anode || An welcher Elektrode findet die Oxidation statt?
|-
| Kathode || An welcher Elektrode findet die Reduktion statt?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Redoxgleichungen+aufstellen+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Bei einer Oxidation werden { Elektronen } abgegeben.
Bei einer Reduktion werden { Elektronen } aufgenommen.
Die Oxidationszahl steigt bei der { Oxidation }.
Ein Oxidationsmittel wird selbst { reduziert }.
Ein Reduktionsmittel wird selbst { oxidiert }.
In saurer Lösung wird Sauerstoff häufig mit { Wasser } ausgeglichen.
Wasserstoff wird in saurer Lösung mit { Wasserstoff-Ionen } ausgeglichen.
Vor dem Addieren müssen die Elektronenzahlen beider Teilgleichungen { übereinstimmen }.
Am Ende müssen Atomanzahl und { Gesamtladung } auf beiden Seiten gleich sein.
In der Gesamtgleichung dürfen keine übertragenen { Elektronen } mehr vorkommen.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===

# [[Oxidation und Reduktion|Begriffskarte]]: Gestalte eine Karte, auf der Du Oxidation, Reduktion, Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme miteinander verbindest.
# [[Oxidationszahl|Oxidationszahlen markieren]]: Bestimme die Oxidationszahlen in Wasser, Kohlenstoffdioxid, Natriumchlorid, Schwefelsäure und Permanganat.
# [[Teilgleichung|Teilgleichungen]]: Formuliere je eine einfache Oxidations- und Reduktionsteilgleichung für Magnesium und Kupfer-Ionen.
# [[Redoxreaktion im Alltag|Fotosuche]]: Fotografiere drei sichere Beispiele für mögliche Redoxvorgänge im Alltag und erläutere Deine Auswahl.

{{BR}}
=== Standard ===

# [[Metallbindung|Metallverdrängung]]: Plane einen Schulversuch zur Reaktion von Zink mit einer Kupfer-II-Salzlösung. Formuliere eine Beobachtung, eine Deutung und die Redoxgleichung.
# [[Korrosion|Rostversuch]]: Untersuche unter Aufsicht, wie Wasser, Salz und Sauerstoff das Rosten von Eisen beeinflussen.
# [[Galvanische Zelle|Batteriemodell]]: Baue ein beschriftetes Modell einer galvanischen Zelle und markiere Elektronenfluss, Anode und Kathode.
# [[Erklärvideo|Lernvideo]]: Produziere ein zweiminütiges Erklärvideo, in dem Du das Aufstellen einer einfachen Redoxgleichung Schritt für Schritt zeigst.

{{BR}}
=== Schwer ===

# [[Säure-Base-Reaktion|Reaktionsmedium vergleichen]]: Zeige an einem selbst gewählten Beispiel, wie sich das Ausgleichen in saurer und basischer Lösung unterscheidet.
# [[Experimentelle Chemie|Versuchsplanung]]: Entwickle einen sicheren Schulversuch, mit dem sich Oxidations- und Reduktionsmittel experimentell unterscheiden lassen.
# [[Korrosionsschutz|Korrosionsschutz bewerten]]: Vergleiche Lackieren, Verzinken und kathodischen Schutz hinsichtlich Wirkungsweise, Aufwand und Einsatzbereich.
# [[Elektrochemie|Forschungsprojekt]]: Untersuche eine Batteriechemie Deiner Wahl und leite die zugehörigen Teilgleichungen sowie die Gesamtreaktion her.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Fehleranalyse|Fehler finden]]: Eine Redoxgleichung besitzt eine korrekte Atombilanz, aber unterschiedliche Gesamtladungen. Erkläre, warum sie trotzdem falsch ist, und beschreibe eine Korrekturstrategie.
# [[Elektronenbilanz|Elektronen übertragen]]: Vergleiche zwei Teilgleichungen mit zwei beziehungsweise drei übertragenen Elektronen. Entwickle den kleinsten gemeinsamen Elektronenausgleich.
# [[Reaktionsbedingungen|Medium auswählen]]: Entscheide für eine vorgegebene Reaktion, ob Wasserstoff-Ionen oder Hydroxid-Ionen zum Ausgleichen benötigt werden, und begründe Deine Entscheidung.
# [[Oxidationsmittel|Stoffrollen begründen]]: Bestimme in einer unbekannten Reaktion Oxidationsmittel und Reduktionsmittel ausschließlich anhand der Änderung der Oxidationszahlen.
# [[Galvanische Zelle|Energieübertragung erklären]]: Erkläre, weshalb die räumliche Trennung zweier Teilreaktionen einen nutzbaren elektrischen Strom ermöglicht.
# [[Korrosion|Transfer auf Korrosion]]: Entwirf eine begründete Schutzmaßnahme für ein Eisengeländer an einer Meeresküste und verknüpfe sie mit den beteiligten Redoxvorgängen.

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen erfolgreichen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:

# Oxidationszahlen sicher bestimmst und Veränderungen erkennst.
# Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel begründet zuordnest.
# Redoxreaktionen in sinnvolle Teilgleichungen zerlegst.
# Atome, Ladungen und Elektronen korrekt ausgleichst.
# Redoxgleichungen in saurer und basischer Lösung bearbeiten kannst.
# Deine Ergebnisse durch Atom- und Ladungsbilanz überprüfst.
# Redoxvorgänge auf Batterien, Verbrennungen und Korrosion überträgst.
# Lösungswege verständlich und fachsprachlich korrekt dokumentierst.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Redoxreaktion </iframe>

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Oxidationszahl </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Redoxgleichungen aufstellen - Chemie]]'''
# [[Redoxreaktion]]
# [[Oxidation]]
# [[Reduktion]]
# [[Oxidationszahl]]
# [[Oxidationsmittel]]
# [[Reduktionsmittel]]
# [[Teilgleichung]]
# [[Elektrochemie]]
# [[Galvanische Zelle]]
# [[Elektrolyse]]
# [[Korrosion]]
# [[Reaktionsgleichung]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Redoxreaktion]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]
[[Kategorie:Reaktionsgleichung]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Sekundarstufe II]]
[[Kategorie:Klasse 9-10]]
[[Kategorie:Klasse 11-13]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Redoxgleichungen aufstellen - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt