Redoxgleichungen aufstellen - Chemie

Diesen aiMOOC als Battle spielen: Biologie, Klasse 11-13, G-Niveau

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, 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.

Video laden

YouTube

YouTube sammelt möglicherweise persönliche Daten. Datenschutzrichtlinie

Fortfahren Ausblenden

Lernziele

Nach der Bearbeitung kannst Du:

1. Oxidation und Reduktion anhand der Elektronenübertragung erklären.
2. Oxidationszahlen in Elementen, Ionen und Verbindungen bestimmen.
3. Oxidationsmittel und Reduktionsmittel zuordnen.
4. Oxidations- und Reduktionsteilgleichungen formulieren.
5. Elektronen-, Atom- und Ladungsbilanz einer Redoxgleichung prüfen.
6. Redoxgleichungen in saurer und basischer Lösung ausgleichen.

Grundlagen

Oxidation und Reduktion

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

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{\to }\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

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

$\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{C}\mathrm{u}$

Teilprozess	Elektronen	Änderung der Oxidationszahl
Oxidation	Abgabe	steigt
Reduktion	Aufnahme	sinkt

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

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

$\mathrm{2}\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{\to }\mathrm{2}\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}$

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.

Stoff	Verhalten	Eigene Veränderung
Oxidationsmittel	nimmt Elektronen auf	wird reduziert
Reduktionsmittel	gibt Elektronen ab	wird oxidiert

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

Video laden

YouTube

YouTube sammelt möglicherweise persönliche Daten. Datenschutzrichtlinie

Fortfahren Ausblenden

Oxidationszahlen bestimmen

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

1. Atome in elementaren Stoffen besitzen die Oxidationszahl 0, zum Beispiel ${\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$, $\mathrm{F}\mathrm{e}$ oder $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}$.
2. Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung.
3. Die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Gesamtladung des Teilchens.
4. Fluor besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl −I.
5. Sauerstoff besitzt meistens −II. In Peroxiden besitzt Sauerstoff −I.
6. Wasserstoff besitzt meistens +I. In Metallhydriden besitzt Wasserstoff −I.

Teilchen	Wichtige Oxidationszahlen
${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$	Wasserstoff +I, Sauerstoff −II
$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}$	Schwefel +VI, Sauerstoff −II
$\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$	Kalium +I, Mangan +VII, Sauerstoff −II
$\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{+}}$	Stickstoff −III, Wasserstoff +I

Video laden

YouTube

YouTube sammelt möglicherweise persönliche Daten. Datenschutzrichtlinie

Fortfahren Ausblenden

Methode: Redoxgleichungen systematisch aufstellen

Eine zuverlässige Vorgehensweise besteht aus acht Schritten:

1. Reaktionsansatz notieren: Schreibe Edukte und Produkte auf.
2. Oxidationszahlen bestimmen: Markiere die Elemente, deren Oxidationszahlen sich ändern.
3. Oxidation und Reduktion trennen: Formuliere zwei Teilgleichungen.
4. Atome ausgleichen: Gleiche zunächst alle Atome außer Sauerstoff und Wasserstoff aus.
5. Sauerstoff und Wasserstoff ausgleichen: Verwende in saurer Lösung Wasser und Wasserstoff-Ionen.
6. Ladungen ausgleichen: Ergänze Elektronen auf der jeweils passenden Seite.
7. Elektronenzahlen angleichen: Multipliziere die Teilgleichungen so, dass gleich viele Elektronen abgegeben und aufgenommen werden.
8. 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?

Beispiel 1: Zink und Kupfer-II-Ionen

Der Reaktionsansatz lautet:

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{u}$

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

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{\to }\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

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

$\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{C}\mathrm{u}$

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

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{u}$

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

Beispiel 2: Aluminium und Kupfer-II-oxid

Der Reaktionsansatz lautet:

$\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{O}\mathrm{\to }\mathrm{A}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{u}$

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

Oxidation:

$\mathrm{2}\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{\to }\mathrm{2}\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{6}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

Reduktion:

$\mathrm{3}\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{6}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{3}\mathrm{C}\mathrm{u}$

Die ausgeglichene Gesamtgleichung lautet:

$\mathrm{2}\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{3}\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{O}\mathrm{\to }\mathrm{A}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{3}\mathrm{C}\mathrm{u}$

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.

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

Der Reaktionsansatz lautet:

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}$

Eisen wird oxidiert:

$\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}\mathrm{+}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

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

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{8}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{5}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{4}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Die Oxidation wird mit 5 multipliziert:

$\mathrm{5}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{5}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{5}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

Nach dem Addieren ergibt sich:

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{8}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{\to }\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{4}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{5}\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}$

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

Video laden

YouTube

YouTube sammelt möglicherweise persönliche Daten. Datenschutzrichtlinie

Fortfahren Ausblenden

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:

${\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Danach werden Wassermoleküle gekürzt, die auf beiden Seiten vorkommen.

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

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{3}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\to }\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}$

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

Video laden

YouTube

YouTube sammelt möglicherweise persönliche Daten. Datenschutzrichtlinie

Fortfahren Ausblenden

Prüfen und typische Fehler

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:

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

Redoxreaktionen im Alltag

Batterien und Akkumulatoren

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

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.

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.

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

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.

Interaktive Aufgaben

Quiz: Teste Dein Wissen

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

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

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

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

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

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)

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

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

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)

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)

Memory

Oxidation	Elektronenabgabe
Reduktion	Elektronenaufnahme
Oxidationsmittel	Elektronenakzeptor
Reduktionsmittel	Elektronendonator
Anode	Ort der Oxidation
Kathode	Ort der Reduktion

Drag and Drop

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

...

Kreuzworträtsel

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?

Lückentext

Vervollständige den Text.

Bei einer Oxidation werden abgegeben.

Bei einer Reduktion werden aufgenommen.

Die Oxidationszahl steigt bei der .

Ein Oxidationsmittel wird selbst .

Ein Reduktionsmittel wird selbst .

In saurer Lösung wird Sauerstoff häufig mit ausgeglichen.

Wasserstoff wird in saurer Lösung mit ausgeglichen.

Vor dem Addieren müssen die Elektronenzahlen beider Teilgleichungen .

Am Ende müssen Atomanzahl und auf beiden Seiten gleich sein.

In der Gesamtgleichung dürfen keine übertragenen mehr vorkommen.

Offene Aufgaben

Leicht

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

Standard

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

Schwer

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

Lernkontrolle

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

Lernnachweis

Für einen erfolgreichen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:

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

Verknüpfte Lernbereiche

Redoxgleichungen aufstellen - Chemie Redoxreaktion Oxidation Reduktion Oxidationszahl Oxidationsmittel Reduktionsmittel Teilgleichung Elektrochemie Galvanische Zelle Elektrolyse Korrosion Reaktionsgleichung