## 624 **A) Eine Oxidation erhöht die Oxidationszahl.** Bei einer Redoxreaktion finden immer zwei gekoppelte Teilreaktionen statt: Oxidation und Reduktion. Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, wodurch die Oxidationszahl des Elements steigt. Dies ist in Option A korrekt beschrieben. Die anderen Optionen enthalten grundlegende Fehler: Bei einer Reduktion sinkt die Oxidationszahl (nicht gleichbleibend wie in B oder steigend wie in D), bei einer Oxidation steigt sie (nicht gleichbleibend wie in C). Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert (nicht Elektronenaufnahme wie in E). Diese Elektronenabgabe des Reduktionsmittels ermöglicht die Elektronenaufnahme durch das Oxidationsmittel. ## 625 **C) 1, 2 und 3 sind richtig** Unedle Metalle zeichnen sich durch ein negatives Standardpotenzial aus (1 richtig) und sind daher bestrebt, Elektronen abzugeben. Diese Eigenschaft macht sie zu effektiven Reduktionsmitteln (3 richtig), da sie andere Stoffe reduzieren können, während sie selbst oxidiert werden. Aufgrund ihres negativen Standardpotenzials können sie auch als Reduktionsmittel für edle Metalle fungieren (2 richtig). Die Aussage, dass sie als Oxidationsmittel wirken (4 falsch), ist nicht korrekt, da unedle Metalle bevorzugt Elektronen abgeben und nicht aufnehmen. Ein typisches Beispiel ist die Reaktion von unedlem Zink mit $Cu^{2+}$-Ionen, wobei das Zink oxidiert und das edlere Kupfer reduziert wird. ## 626 **C) Oxidationsmittel werden selbst reduziert.** Ein Oxidationsmittel nimmt bei einer Redoxreaktion Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert, während es gleichzeitig seinen Reaktionspartner oxidiert. Dies zeigt sich in der Verringerung seiner Oxidationszahl. Die anderen Optionen sind falsch: Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf, nicht ab (A); sie oxidieren andere Stoffe, werden aber selbst nicht oxidiert (B); sie können durchaus Metallionen sein, besonders wenn diese in hohen Oxidationsstufen vorliegen (D); und ihre Oxidationszahl ändert sich definitiv durch die Elektronenaufnahme (E). ## 627 **A) 2., 3. und 4. sind richtig ** In dieser Redoxreaktion wird Zink zu $Zn^{2+}$ oxidiert (Aussage 3), wobei es Elektronen abgibt und somit als Reduktionsmittel fungiert (Aussage 4). Die $H^+$-Ionen (aus HCl) nehmen diese Elektronen auf und werden zu $H_2$ reduziert, wirken also als Oxidationsmittel (Aussage 2). Aussage 1 ist falsch, da die $Cl^-$-Ionen ihre Oxidationsstufe nicht ändern - sie sind lediglich Zuschauer-Ionen. Die Oxidationszahlen ändern sich nur bei Zink (von 0 auf +2) und Wasserstoff (von +1 auf 0). Die Redoxreaktion lässt sich in Teilgleichungen zerlegen: Oxidation: $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ und Reduktion: $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$ ## 628 **B) Oxidation von Zink** In einem galvanischen Element findet an der Zinkelektrode eine Oxidation statt, bei der Zinkatome Elektronen abgeben und zu Zink-Ionen werden: $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$. Diese Elektrode fungiert als Anode (Minuspol). Die freigesetzten Elektronen fließen über den äußeren Stromkreis zur Silberelektrode (Kathode), wo die Reduktion von Silberionen stattfindet: $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$. Die Optionen A und C sind falsch, da Silberreaktionen an der Silberelektrode ablaufen. Option D ist falsch, weil an der Zinkelektrode keine Reduktion, sondern eine Oxidation stattfindet. Option E ist falsch, da die Zinkelektrode aktiv an der Redoxreaktion beteiligt ist. ## 629 **D) +4** In $CaCO_3$ (Calciumcarbonat) hat Kohlenstoff die Oxidationszahl +4. Um dies zu bestimmen, nutzen wir die Regeln für Oxidationszahlen: Sauerstoff hat fast immer -2, und Calcium als Erdalkalimetall liegt als $Ca^{2+}$ vor. Da die Summe aller Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung 0 ergeben muss, können wir aufstellen: +2 (Ca) + x (C) + 3 × (-2) (O) = 0. Daraus folgt: 2 + x - 6 = 0, also x = +4. Die anderen Optionen sind unrealistisch, da +6 zu hoch wäre (typisch für Sulfate), während negative Oxidationszahlen für Kohlenstoff in Carbonaten nicht möglich sind. ## 630 **B) Die Oxidationszahl von Wasserstoff in $H_2O$ ist -1.** Die Aussage ist falsch, denn die Oxidationszahl von Wasserstoff in $H_2O$ beträgt +1, nicht -1. Bei der Knallgasreaktion ($2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$) wird Wasserstoff von der Oxidationsstufe 0 in $H_2$ zu +1 in $H_2O$ oxidiert, während Sauerstoff von 0 in $O_2$ zu -2 in $H_2O$ reduziert wird. Dies macht die Reaktion zu einer klassischen Redoxreaktion, bei der $O_2$ als Oxidationsmittel fungiert. Die anderen Aussagen sind alle korrekt: Die Oxidationszahl von Sauerstoff in $O_2$ ist 0 (A), es handelt sich um eine Redoxreaktion (C), Wasserstoff wird oxidiert (D) und Sauerstoff ist das Oxidationsmittel (E). ## 631 **B) 1. und 2. sind richtig** Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen (1. ist richtig) und die Oxidationszahl des reduzierten Atoms nimmt ab (2. ist richtig). Dies lässt sich gut am Beispiel der Reduktion von $Fe^{3+}$ zu $Fe^{2+}$ zeigen: Das Eisen-Ion nimmt ein Elektron auf und seine Oxidationszahl sinkt von +3 auf +2. Die Aussage 3 ist falsch, da Protonen ($H^+$) für eine Reduktion nicht erforderlich sind - es geht ausschließlich um Elektronenübertragung. Aussage 4 widerspricht direkt der Definition einer Reduktion, da die Oxidationszahl bei einer Reduktion immer abnimmt, nicht zunimmt. ## 632 **E) In einer galvanischen Zelle aus Kupfer und Zink wird Zink oxidiert und Kupferionen werden reduziert. ** In der elektrochemischen Spannungsreihe haben Elemente mit negativeren Standardpotentialen eine höhere Bereitschaft, Elektronen abzugeben (oxidiert zu werden). Da Zink mit -0,76 V ein negativeres Standardpotential als Kupfer mit +0,35 V hat, wird Zink in einer galvanischen Zelle als Anode fungieren und oxidiert werden (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻), während Kupferionen an der Kathode reduziert werden (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu). Die Aussagen A und D sind falsch, da Silber mit +0,80 V ein stärkeres Oxidationsmittel als Kupfer ist und Eisen mit -0,44 V edler als Zink ist. Option B ist falsch, da die Spannung einer Zn/Ag-Zelle +1,56 V betragen würde. Option C ist falsch, weil Chlor mit seinem höheren Potential (+1,36 V) nicht Kaliumionen (-2,92 V) reduzieren kann. ## 633 **C) $MgO$** Bei der Verbrennung von Magnesium reagiert das Metall mit dem Sauerstoff aus der Luft zu Magnesiumoxid ($MgO$). Dabei entsteht ein weißes Pulver in einem charakteristisch hell leuchtenden Verbrennungsprozess. Die Reaktionsgleichung lautet: $2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$. Die anderen Formeln sind chemisch nicht korrekt, da Magnesium mit Sauerstoff immer im Verhältnis 1:1 reagiert. Verbindungen wie $MgO_2$ oder $Mg_2O_3$ existieren nicht, da sie nicht der typischen Ionenbindung zwischen dem zweiwertigen Magnesium-Kation ($Mg^{2+}$) und dem zweiwertigen Oxid-Anion ($O^{2-}$) entsprechen. ## 634 **A) Bei einer Reduktion wird die Oxidationszahl eines Elements verringert.** Eine Reduktion ist ein chemischer Prozess, bei dem ein Element oder eine Verbindung Elektronen aufnimmt, wodurch sich die Oxidationszahl verringert. Dies ist der zentrale Punkt der korrekten Antwort A. Die falschen Optionen enthalten häufige Missverständnisse: Reduktionsmittel geben Elektronen ab (nicht auf wie in B), bei der Metallreduktion nehmen Metallionen Elektronen auf (nicht ab wie in C), Protonen spielen bei Redoxreaktionen keine direkte Rolle (D), und bei einer Reduktion werden Elektronen zugefügt, nicht entzogen (E). Ein klassisches Beispiel ist die Reduktion von $Fe^{3+}$ zu $Fe^{2+}$, wobei die Oxidationszahl von +3 auf +2 sinkt. ## 635 **C) Ein Reduktionsmittel wird selbst oxidiert.** Ein Reduktionsmittel ist ein Stoff, der Elektronen an einen Reaktionspartner abgibt und dabei selbst oxidiert wird. Dies ist der zentrale Punkt der Redoxreaktion: Während das Reduktionsmittel Elektronen abgibt (Oxidation), nimmt der Reaktionspartner (das Oxidationsmittel) diese Elektronen auf und wird reduziert. Dabei erhöht sich die Oxidationszahl des Reduktionsmittels. Die Optionen A, B, D und E sind falsch, weil sie grundlegende Eigenschaften vertauschen: Ein Reduktionsmittel wird nicht reduziert (A), gibt sehr wohl Elektronen ab (B), verringert definitiv die Oxidationszahl des Partners (D) und nimmt keine Elektronen auf, sondern gibt sie ab (E). ## 636 **B) 1., 2. und 3. sind richtig** Chlor kann in verschiedenen Verbindungen die Oxidationszahlen -1 (wie in $Cl^-$ oder HCl), 0 (als elementares $Cl_2$) und +3 (wie in $ClO_2^-$) aufweisen. Diese Vielfalt der Oxidationszahlen zeigt die chemische Flexibilität des Chlors als Halogen. Die Oxidationszahl -2 ist für Chlor nicht möglich, da Chlor mit 7 Valenzelektronen maximal ein weiteres Elektron aufnehmen kann, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Daher ist die niedrigste mögliche Oxidationszahl -1. Chlor kann auch noch höhere positive Oxidationszahlen als +3 annehmen, wie zum Beispiel +5 in $ClO_3^-$ oder +7 in $ClO_4^-$. ## 637 **B) 1,3,5 = Reduktion; 2,4 = Oxidation** Bei Redoxreaktionen werden Elektronen übertragen, wobei die Reduktion eine Elektronenaufnahme und die Oxidation eine Elektronenabgabe ist. In den Gleichungen 1, 3 und 5 werden Elektronen aufgenommen ($Cu^{2+}$, $Fe^{3+}$ und $O_2$ werden reduziert), was an den Elektronen auf der linken Seite der Gleichungen erkennbar ist. Bei den Gleichungen 2 und 4 werden hingegen Elektronen abgegeben ($Zn$ und $Cl^-$ werden oxidiert), was durch die Elektronen auf der rechten Seite angezeigt wird. Die Oxidationszahlen ändern sich entsprechend: Bei Reduktionen werden sie kleiner (z.B. von +2 auf 0 bei $Cu^{2+}$), bei Oxidationen größer (z.B. von 0 auf +2 bei $Zn$). ## 638 **C) Das Potential der Normal-Wasserstoffelektrode wird willkürlich auf null Volt festgelegt.** Die Normal-Wasserstoffelektrode (NHE) dient als fundamentaler Bezugspunkt für alle elektrochemischen Potentialmessungen. Ihr Potential wurde per Definition auf 0 Volt festgelegt, um ein einheitliches Referenzsystem für alle anderen Redoxpotentiale zu schaffen. Die anderen Optionen enthalten typische Fehlvorstellungen: Tatsächlich scheidet sich das edle (nicht das unedle) Metall ab (A), Elektronen fließen zur Elektrode des edleren (nicht unedleren) Metalls (B), Halbzellen können auch aus anderen Systemen bestehen (D), und edle Metalle haben ein positives (nicht negatives) Normalpotential (E). ## 639 **C) Die Elektronen fließen zur Seite des edleren Metalls.** In einer elektrochemischen Zelle fließen die Elektronen stets von der Seite des unedleren zum edleren Metall, da edle Metalle eine höhere Elektronenaffinität besitzen. Dies entspricht dem Prinzip, dass Redoxreaktionen spontan in Richtung des positiveren Redoxpotentials ablaufen. Die anderen Optionen enthalten grundlegende Fehler: Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen, nicht abgegeben (A). Edle Metalle zeichnen sich gerade durch eine geringe Lösungstendenz aus (B). Die Oxidationszahl des Reduktionsmittels wird bei der Reaktion erhöht, nicht erniedrigt (D). Unedle Metalle haben negative, nicht positive Normalpotentiale (E). ## 640 **B) Reduktion einer Verbindung bedeutet Abgabe von Elektronen.** Diese Aussage ist falsch, denn bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen, nicht abgegeben. Die Reduktion ist gekennzeichnet durch eine Elektronenaufnahme, wodurch sich die Oxidationszahl des reduzierten Teilchens verringert. Die Oxidation hingegen ist durch Elektronenabgabe charakterisiert. Alle anderen Aussagen sind korrekt: Bei Redoxreaktionen laufen Oxidation und Reduktion stets gleichzeitig ab (A), im galvanischen Element wird die edlere Komponente reduziert (C), Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf (D), und die Aufnahme von Wasserstoff entspricht einer Reduktion, da Wasserstoff seine Elektronen praktisch vollständig an den aufnehmenden Stoff abgibt (E). ## 641 **E) Alle sind richtig.** Alle vier Aussagen über galvanische Elemente sind korrekt: Eine Halbzelle besteht tatsächlich aus einem Metallstab in einer Lösung seiner Ionen (1). Zwei solcher Halbzellen werden über einen Elektronenleiter und einen Ionenleiter (Salzbrücke) zu einem galvanischen Element verbunden (2). Die Messung von Einzelpotentialen ist physikalisch unmöglich, da immer eine zweite Elektrode als Bezugspunkt benötigt wird - man misst stets nur Potentialdifferenzen (3). Unedle Metalle wie Zink oder Magnesium haben aufgrund ihrer hohen Bereitschaft, Elektronen abzugeben, ein negatives Normalpotential bezogen auf die Standard-Wasserstoffelektrode (4). Diese Eigenschaften ermöglichen die Funktion von Batterien und anderen elektrochemischen Zellen. ## 642 **B) Butanon** Die Oxidationsstufe (OZ) eines Kohlenstoffatoms gibt an, wie viele Elektronen es formal an elektronegativere Bindungspartner wie Sauerstoff abgibt oder von elektropositiveren wie Wasserstoff aufnimmt. In Butanon erreicht das Kohlenstoffatom der Carbonylgruppe (C=O) durch die Doppelbindung zum Sauerstoff die höchste Oxidationsstufe +2. Vergleichsweise liegt die höchste OZ in Butanal am Aldehyd-Kohlenstoffatom bei +1, in 1-Butanol am an die OH-Gruppe gebundenen Kohlenstoffatom bei -1, in 1-Buten am =CH- Kohlenstoff ebenfalls bei -1 und in Butan bei -2 (an den -CH₂- Gruppen). Daher befindet sich das Kohlenstoffatom mit der höchsten Oxidationsstufe (+2) unter den genannten Verbindungen im Butanon. ## 643 **B) 1 und 4 sind richtig.** Bei der Oxidation werden einem Stoff Elektronen entzogen (Aussage 1), was zu einer Erhöhung seiner Oxidationszahl führt (Aussage 4). Dies lässt sich gut am Beispiel der Oxidation von Eisen zu Rost veranschaulichen: $Fe \rightarrow Fe^{3+} + 3e^-$. Aussage 2 ist falsch, da der Entzug von Protonen nichts mit Oxidation zu tun hat, sondern eine Säure-Base-Reaktion beschreibt. Aussage 3 widerspricht dem Grundprinzip der Oxidation - die Oxidationszahl wird erhöht, nicht erniedrigt. Die Merkhilfe "OIL RIG" (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain) hilft beim Verständnis: Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben (Loss), was die Oxidationszahl erhöht. ## 644 **E) Alle sind richtig ** Bei der Redoxreaktion $Cu + NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + NO$ sind tatsächlich alle vier Aussagen korrekt. Kupfer wird von der Oxidationszahl 0 (elementares Kupfer) zu +2 ($Cu^{2+}$) oxidiert, was Aussage 1 bestätigt. Das Nitrat-Ion ($NO_3^-$) nimmt dabei Elektronen auf und fungiert somit als Oxidationsmittel (Aussage 2). Die Oxidationszahl des Sauerstoffs bleibt bei -2, sowohl im $NO_3^-$ als auch im NO (Aussage 3). Gleichzeitig wird die Oxidationszahl des Stickstoffs von +5 im Nitrat-Ion auf +2 im NO reduziert (Aussage 4). Du kannst die Oxidationszahlen leicht nachprüfen: In $NO_3^-$ hat N die Oxidationszahl +5 (da 3×O mit je -2 und Gesamtladung -1), während N in NO die Oxidationszahl +2 hat (da O mit -2 und neutrales Molekül). ## 645 **E) $\mathrm{HCOOH \rightarrow CO + H_2O}$ ** In der Reaktion $\mathrm{HCOOH \rightarrow CO + H_2O}$ bleibt die Oxidationszahl des Kohlenstoffs konstant bei +2. In Ameisensäure (HCOOH) hat Kohlenstoff die Oxidationszahl +2, da Wasserstoff +1 und Sauerstoff -2 hat (2×(+1) + C + 2×(-2) = 0). Im Kohlenmonoxid (CO) hat Kohlenstoff ebenfalls die Oxidationszahl +2, da Sauerstoff -2 hat (C + (-2) = 0). Bei allen anderen Reaktionen ändert sich die Oxidationszahl des Kohlenstoffs: In A) von -4 in CH₄ zu +4 in CO₂, in B) von -3 in C₂H₅OH zu +4 in CO₂, in C) von +2 in CO zu +4 in CO₂ und in D) von +4 in CO₂ zu +2 in CO. ## 646 **C) Sie sorgt für den Ladungsausgleich zwischen den Halbzellen.** In einem galvanischen Element laufen in den beiden Halbzellen unterschiedliche Redoxreaktionen ab, wodurch sich Ladungsungleichgewichte bilden würden. Die Salzbrücke ermöglicht den Ionentransport zwischen den Halbzellen und sorgt so für den notwendigen Ladungsausgleich, ohne dass sich die Elektrolytlösungen direkt vermischen. Sie verhindert nicht jeden Ionenaustausch (A), sondern ermöglicht ihn gezielt. Der Elektronenfluss erfolgt über den äußeren Stromkreis, nicht durch die Salzbrücke (B). Die Salzbrücke dient nicht primär zur Spannungserhöhung (D), sondern zur Aufrechterhaltung des Stromflusses. Die Verhinderung von Elektrodenpolarisation (E) wird durch andere Maßnahmen erreicht. ## 647 **E) Elektronen fließen spontan vom niedrigeren zum höheren Redox-Potential.** Bei Redox-Reaktionen fließen Elektronen immer spontan von Stoffen mit niedrigerem Redox-Potential (gute Elektronendonatoren) zu Stoffen mit höherem Redox-Potential (gute Elektronenakzeptoren). Dies folgt dem Prinzip, dass Systeme stets einen energetisch günstigeren Zustand anstreben. Je höher das Redox-Potential eines Stoffes, desto stärker ist seine Tendenz, Elektronen aufzunehmen (nicht abzugeben, wie in C behauptet). Option A ist falsch, da Reaktionen in Richtung des höheren Potentials ablaufen. Option B ignoriert den fundamentalen Zusammenhang zwischen Potential und Reaktionsrichtung. Option D verwechselt die Richtung des Elektronenflusses, der immer vom niedrigeren zum höheren Potential verläuft.