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Oxidationszahlen und Redoxreaktionen

 

1) Oxidationszahlen:

 

Bei jeder Oxidation und Reduktion werden Elektronen verschoben. Sie wechseln von einem Element zum anderen über. Die Veränderung macht sich bei den betreffenden Elementen durch eine Wandlung ihrer elektrischen Ladung bemerkbar. Bei sehr vielen einfachen chemischen Vorgängen haben wir solche Redox-Systeme vorliegen. Vor allem aber spielen sich bei den komplizierteren Reaktionen solche Verschiebungen ab – und davon kann man beim Aufstellen der Gleichungen profitieren. Da Elektronen ebenso wenig wie Atome oder Moleküle verloren gehen können, müssen sie stets irgendwo in der Gleichung wieder aufzufinden sein, und das erleichtert die Suche nach den richtigen Koeffizienten beträchtlich.

 

Bei echten Ionenreaktionen können die Oxidationszahlen leicht bestimmt werden. Sie entsprechen den Ladungen der einzelnen Ionen. Im Magnesiumchlorid MgCl2 ist das Magnesium zweifach positiv geladen, es hat die Oxidationszahl +2; das Chlor ist einfach negativ geladen, es hat die Oxidationszahl -1.

Nun sind aber nicht alle chemischen Reaktionen auch wirklich Ionenreaktionen. Viele verlaufen nach anderen regeln – doch stört dies nicht in diesem Zusammenhang: Man kann so tun, als bestünden alle Moleküle in Gleichungen aus Ionen.

 

Damit wird die chemische Wirklichkeit nicht richtig dargestellt, es erleichtert allerdings das Gleichungschreiben beträchtlich.

 

Beispielsweise ist das Wasser Molekül nicht ionisiert, trotzdem kann man es gedanklich in zwei positiv geladenen Wasserstoffionen und ein zweifach negativ geladenes Sauerstoffion zerlegen:

 

2 H+ und O2-

 

Hieraus kann man schon die erste Regel ableiten:

 

Beim Gleichungschreiben mit Hilfe der Oxidationszahlen geht man immer davon aus, dass Wasserstoff in Verbindungen die Oxidationszahl +1, Sauerstoff in Verbindungen die Oxidationszahl -2 hat.

 

Dadurch ergeben sich sofort einige andere Oxidationszahlen, wenn man bedenkt, dass ein Molekül nach außen hin neutral wirken muss.

Die Formel der Salzsäure ist HCl. Da H beim gedanklichen Zerlegen des Moleküls entsprechend obiger Regel H+ geschrieben werden muss, bleibt für Chlor nur Cl-. Chlor ist in Chloriden demnach stets einfach negativ geladen. Das gleiche gilt für alle Elemente der Halogene (Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat).

 

Demnach kann man auch die Oxidationszahl des Eisens im Eisenchlorid FeCl2 bestimmen. Zwei negativen Chloridionen stehen hier zwei positive Ladungen des Eisens gegenüber, also Fe2+. Eisen hat somit die Oxidationszahl +2 im vorliegenden Eisenchlorid.

Es gibt allerdings noch ein weiteres Eisenchlorid, das die Formel FeCl3 besitzt. Nach obigem Beispiel muss das Eisen in dieser Verbindung die Oxidationszahl +3 haben.

 

Alle bisher genannten Verbindungen könne als echte Ionenverbindungen aufgefasst werden. Um mit diesen „echten“ Ionen nicht in Konflikt zu geraten, werden die Oxidationszahlen nicht rechts oben hinter das Symbol geschrieben, wie bei echten Ionenladungen üblich, sonder senkrecht über das Symbol.

 

 

 

Nach dem gleichen Prinzip kann man verschiedenen einfachen Molekülen ihre Oxidationszahlen zuweisen.

 

 

 

Elemente, die nicht in Verbindung vorliegen, sonder „elementar“ (reines Eisenmetall, Gold, usw.) erhalten definitionsgemäß die Oxidationszahl 0. Auch die elementaren Gase, die zweiatomig vorkommen (H2, O2, N2, usw.), bekommen die Oxidationszahl 0 zugewiesen.

 

Nach diesem System können die ersten Gleichungen gelöst werden.

 

Beim Einleiten von Chlorgas in Eisen-(II)-chlorid-Lösung entsteht Eisen-(III)-chlorid.

 

 

Man erkennt deutlich, dass die beiden elementaren Chloratome mit der Oxidationszahl o in zwei negativ geladene Chloridionen mit der Oxidationszahl -1 übergehen. Sie haben also je ein Elektron aufgenommen.

Jedes Chloratom hat sich ein Elektron von einem  geholt, denn das Eisen taucht auf der rechten Seite der Gleichung als  auf, dieses hat also ein Elektron verloren, da es um eine Oxidationsstufe positiver geworden ist.

Da vom Chlor insgesamt zwei Elektronen aufgenommen wurden, sind auch zwei Elektronen vom Eisen abgegeben worden; da aber jedes Fe nur ein Elektron zur Verfügung stellt, müssen 2 Fe an der Reaktion beteiligt gewesen sein.

Die Gleichung muss also lauten:

 

 

 

Das ganze Wechselspiel läuft auf eine Redox-Reaktion hinaus:

 

  (Abgabe von 2 e-: Oxidation von Eisen)

 

 

   (Aufnahme von 2 e-: Reduktion von Chlor)

 

 

 

 

Training mit Oxidationszahlen

 

1) Zinn(II)-chlorid wird durch Sauerstoff und Salzsäure zu Zinn(IV)-chlorid oxidiert, wobei gleichzeitig Wasser entsteht.

 

 

Das Chlor in dieser Gleichung liegt rechts und links stets in Verbindung vor und hat somit die Oxidationszahl -1. Genauso verhält es sich mit dem Wasserstoff H der hier immer die Oxidationszahl +1 aufweist.

Sauerstoff hingegen erscheint links elementar mit der Oxidationszahl 0 und rechts in Verbindung mit der Oxidationszahl -2, es ist also reduziert worden.

 

  (Aufnahme von 2 * 2 e- = 4 e-; Sauerstoff ist reduziert worden)

 

Zinn ist das Element welches in der Reaktion oxidiert wurde. Im Zinn(II)-chlorid hat Zinn die Oxidationszahl +2, da es mit 2 Cl mit der Oxidationszahl -1 verbunden ist und nach außen hin neutral sein muss. Im Zinn(IV)-chlorid hat es die Oxidationszahl +4, da nun 4 Chloratome mit ihm verbunden sind.

 

 (Abgabe von 2 e-; Zinn ist oxidiert worden)

 

Da Sauerstoff 4 Elektronen aufnimmt, Zinn aber pro Atom nur 2 Elektronen liefert müssen 2 Zinn-Atome in die Reaktion eingebracht werden. Molekularer Sauerstoff liefert 2 Sauerstoff Atome, deswegen müssen auf der rechten Seite auch 2 Sauerstoff Atome auftauchen. Das erreicht man durch 2 H2O.

 

 

Der Redox-Vorgang ist damit abgeschlossen und die Gleichung muss nur noch ausgeglichen werden. Auf der rechten Seite befinden sich 8 Cl, diese können durch Zugabe von 4 HCl (natürlich plus der 2 SnCl2)  auf der linken Seite eingebracht werden.

 

 

 

2) Schwefelige Säure oxidiert an der Luft zu Schwefelsäure.

 

 

Sauerstoff liegt links im elementaren Zustand vor und hat somit die Oxidationszahl 0. Auf der rechten (und linken Seite kommt) es in Verbindung vor und hat die Oxidationszahl -2.

 

  (Aufnahme von 2 * 2 e- = 4 e-; Sauerstoff ist reduziert worden)

 

Schwefel S liegt im H2SO3 mit der Oxidationszahl +4 vor. Das Molekül ist nach außen elektrisch neutral. Die Oxidationszahlen von O (-2) und H (+1) sind bekannt. Sauerstoff O kommt 3-mal vor, also 3 * -2 = -6 und Wasserstoff H 2-mal, d.h. 2 * +1 =  +2. Die Summe der vorkommenden H und O Atome ergibt -4 ([-6]  +  [+2] = -4). Diese Ladung -4 muss der Schwefel ausgleichen, daher wird ihm die Oxidationszahl +4 zugewiesen, damit das Molekül nach außen hin neutral erscheint.

 

 

Über die gleiche Methode berechnet man die Oxidationszahl des Schwefels im H2SO4 und erhalten für Schwefel in dieser Verbindung die Oxidationszahl +6.

 

 

 

 

 

Beim Übergang von schwefeliger Säure in Schwefelsäure muss also jedes Schwefel-Atom 2 Elektronen abgeben.

 

 

 

Beim Übergang von O2 in den Sauerstoff der Verbindung H2SO3 wurden 4 Elektronen aufgenommen. Um 4 Elektronen zu liefern benötigen wir 2 Schwefelatome. Folglich lautet die  Gleichung:

 

 

 

3) Durch Reduktion von Dibortrioxid mit metallischem Magnesium erhält man Bor.

 

 

Welche Oxidationszahl hat Bor in dem Dibortrioxid (B2O3)?

Bor ist mit 3 Sauerstoffatomen verbunden. Jedes dieser O-Atome erhält konventionsgemäß die Oxidationszahl -2, zusammen ist das -6.

Diese -6 müssen die beiden Bor-Atome ausgleichen, da die Ladung des Moleküls Null ist, erhalten beide Bor-Atome die Oxidationszahl +3 (2 * +3 = +6). Jetzt gleichen sich die beiden Ladungen zu Null aus ([Sauerstoff]-6 + [Bor]+6 = 0 [B2O3]).

 

Auf der rechten Seite der Gleichung liegt Bor in elementarem Zustand vor (B), seine Oxidationszahl ist 0.

Bei der Reaktion nimmt Bor 2 * 3 = 6 Elektronen auf:

 

 

 

 

Bor ist somit reduziert worden.

 

Oxidationszahl des Magnesiums:

 

Magnesium liegt auf der linken Seite im elementaren Zustand vor. Es hat somit die Oxidationszahl 0.

Auf der rechten Seite ist Mg mit einem Sauerstoff-Atom verknüpft (MgO). Dieses Molekül ist ungeladen und Sauerstoff hat immer die Oxidationszahl -2. Um diese Ladung des O-Atoms auszugleichen erhält Magnesium in dieser Verbindung die Oxidationszahl +2.

 

 

 

Um die 6 Elektronen für das Bor bereitstellen zu können, benötigt man für die Reaktion 3 Mg.

Also lautet die Gleichung:

 

 

 

Merksätze:

 

Unter der Oxidationszahl versteht man diejenigen Ladungen, die ein Atom in einem Molekül besäße, wenn das Molekül aus lauter Ionen aufgebaut wäre.

 

Man kann die Oxidationszahl eines Elements leicht ausrechnen, wenn man sich merkt:

- H hat die Oxidationszahl +1 (Ausnahme: HLi)

- O hat die Oxidationszahl -2,

- und das Gesamtmolekül muss neutral sein.

- Freie Elemente bekommen definitionsgemäß die Oxidationszahl 0.

- In vielen Verbindungen haben Halogene (7.HG) die Oxidationszahl -1.

- Alkalimetalle (1.HG) haben immer die Oxidationszahl +1.

- Erdalkalimetalle (2. HG) haben immer die Oxidationszahl +2.

 

 

 

4) Welche Oxidationszahl hat das Chrom im Kaliumdichromat?

 

Kaliumdichromat besitzt die Formel K2Cr2O7.

Kalium (K) befindet sich in der 1. Hauptgruppe, und hat somit die Oxidationszahl +1. Sauerstoff (O) bekommt wie immer die Oxidationszahl -2 zugewiesen.

Die Zwischensumme für dieses Molekül lautet:

2 * +1 (vom K) + 7 * -2 (vom O) = -12

 

Diesen Wert von -12 müssen die zwei übrigen Cr-Atome ausgleichen, somit erhält jedes Cr die Oxidationszahl +6 (2* +6 = +12).

 

Die zugewiesenen Oxidationszahlen lauten somit:

 

 

 

5) Welche Oxidationszahl hat der Stickstoff (N) in der Salpetersäure HNO3?

 

H hat die Oxidationszahl +1, Sauerstoff -2.

 

Die Zwischensumme für dieses Molekül lautet:

1 * +1 (vom H) + 3 * -2 (vom O) = -5

 

Diese -5 muss das Stickstoff-Atom ausgleichen und erhält dadurch die Oxidationszahl +5 zugewiesen.

 

 

6) Welche Oxidationszahl hat Stickstoff im Ammoniumchlorid (NH4Cl)?

 

H hat die Oxidationszahl +1, Chlor hat die Oxidationszahl -1 (7. HG!!!).

 

Zwischensumme:

4 * +1 (vom H) + 1 * -1 (vom Cl) = +3

 

Also hat Stickstoff (N) im Ammoniumchlorid die Oxidationszahl -3

 

 

7) Welche Oxidationszahl hat Mangan (Mn) im Kaliumpermanganat (KMnO4)?

 

K hat die Oxidationszahl +1 (1.HG), Sauerstoff -2.

 

Zwischensumme:

1 * +1 (vom K) + 4 * -2 (vom O) = -7

 

Mangan hat im Kaliumpermanganat die Oxidationszahl +7.

 

8) Welche Oxidationszahl hat Platin (Pt) im Kalium-hexachloroplatinat (K2[PtCl])?

 

K hat die Oxidationszahl +1 (1.HG), Chlor -1 (7.HG).

 

Zwischensumme:

2 * +1 (vom K) + 6 * -1 (vom Cl) =  -4

 

Platin hat im Kalium-hexachloroplatinat die Oxidationszahl +4.

 

 

9) Welche Oxidationszahl hat Wolfram in der Metawolframsäure (H8W12O40)?

 

Wasserstoff hat die Oxidationszahl +1, Sauerstoff -2.

 

Zwischensumme:

8 * +1 (vom H) + 40 * -2 (vom O) = -72

 

Zur Neutralisation des Moleküls sind also 72 positive Ladungen nötig. Diese teilen sich die 12 Wolfram-Atome, jedes W erhält 6 positive Ladungen (+72 : 12 = +6). Die Oxidationszahl des Wolframs beträgt +6.

 

 

 

10) Welche Oxidationszahl hat Stickstoff im Hydrazin (H2N-NH2)?

 

Elemente die „ihresgleichen“ binden erhalten die Oxidationszahl 0 (Cl-Cl, H-H, O-O, etc.). Für die Bindung N-N im Hydrazin wird also beiden Stickstoff-Atomen die Oxidationszahl 0 zugewiesen. Nur die beiden H an jedem Stickstoff zählen in dieser Verbindung.

 

 

2) Redoxreaktionen

 

Die Oxidationszahlen sind zum Lösen von Redoxgleichungen sehr hilfreich.

Um Gleichungen allerdings überhaupt Lösen zu können, müssen Ausgangsstoffe und Endprodukte bekannt sein.

 

Eine solche Reaktionsgleichung, deren Massen nicht ausgeglichen sind, nennt man „Gerippe“.

 

1) Salpetersäure oxidiert Jod zu Jodsäure, wobei noch Stickoxid und Wasser gebildet wird.

 

 

Zuerst muss man festlegen welche Atome ihre Oxidationszahl ändern.

 

 

Rechte Seite (Edukte, Ausgangsstoffe):

 

Linke Seite (Produkte):

 

Stickstoff in HNO3: +5

Jod in elementarem Zustand: 0

 

Jod in HJO3: +5

Stickstoff in NO: +2

 

 

 

Alle Sauerstoff- und Wasserstoff-Atome haben ihre Oxidationszahl beibehalten.

 

Zur Erleichterung wird eine Gleichung aufgebaut, die nur die Atome beinhaltet, die auch ihre Oxidationszahl ändern:

 

 

 

Jeder Stickstoff (N) geht von +5 in +2 über, nimmt also 3 Elektronen auf, wird reduziert.

Jedes Jod (J) geht von 0 in +5 über, gibt also 5 Elektronen ab, wird oxidiert.

 

 

Damit ebensoviel Elektronen aufgenommen wie abgegeben werden können, müssen 5 N und 3 J in die Gleichung eingebracht werden.

 

N nimmt je Atom 3 Elektronen auf:   5 * 3 e- = 15 e-

J gibt je Atom 5 Elektronen ab: 3 * 5 e- = 15 e-

 

Damit sind die Koeffizienten der Atome die ihre Oxidationszahl ändern gegeben.

 

 

Die Wasserstoff- und Sauerstoff-Atome müssen nun zwischen rechts und links ausgeglichen werden. Auf der rechten Seite sind 2 H und 1 O zu wenig vorhanden. Durch Hinzufügen eines Wassermoleküls (H2O) kann dieses Defizit beseitigt werden.

 

 

2) Schwefel wird durch konzentrierte Salpetersäure zu Schwefelsäure oxidiert, wobei Stickstoff entsteht.

 

Gerippe“-Gleichung:

 

 

Wieder betrachten wir zuerst nur die Atome, die ihre Oxidationszahl ändern:

 

 

 

Edukte

Produkte

Schwefel elementar: 0

Stickstoff in HNO3: +5

Schwefel in H2SO4: +6

Stickstoff in NO: +2

 

 

Jeder Schwefel geht von 0 in +6 über, gibt also 6 Elektronen ab, wird oxidiert.

Jeder Stickstoff geht von +5 in +2 über, nimmt 3 Elektronen auf, wird reduziert.

 

 

 

Stimmt man das Aufnehmen und Abgeben der Elektronen wieder aufeinander ab, so sieht man, dass 2 N in die Gleichung eingebracht werden müssen, um die 6 Elektronen die der Schwefel abgibt, unterzubringen.

 

S gibt 6 e- ab:          1 * 6 e- = 6 e-

N nimmt 3 e- auf:     2 * 3 e- = 6 e-

 

Daraus folgt die Gleichung:

 

 

Rechnet man nach, so erkennt man, dass rechts und links in der Gleichung entsprechende Mengen von Atomen stehen. Eine Ergänzung von Wassermolekülen oder dergleichen auf einer der beiden Seiten ist nicht nötig.

 

 

 

 

3) Phosphor wird durch konzentrierte Salpetersäure zu Phosphorsäure oxidiert, wobei Stickoxid entsteht.

 

Gerippe:

 

 

Oxidationszahlen:

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

P gibt 5 e- ab, es wurde oxidiert:               3 * 5 e- = 15 e-

N nimmt 3 e- auf, es wurde reduziert:       5 * 3 e- = 15 e-

 

Zum Ausgleich der 5 e- des Phosphors und der 3 e- des Stickstoffs setzt man die entsprechenden Koeffizienten ein:

 

 

Damit ist das Wesentliche schon erreicht; es folgt nur noch ein Ausgleich der H und O zwischen links und rechts.

Rechts sind im derzeitigen Zustand der Gleichung 4 H und 2 O zuviel vorhanden. Diese werden in Form von 2 H2O auf der linken Seite hinzugefügt.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Übungen:

 

 

 

 

Lösungen:

 

 

 

 

 

3) Disproportionierung:

 

 

Bisher wurden nur Redoxgleichungen behandelt, in denen die beteiligten Atome von einer bestimmten Oxidationszahl zu einer anderen wechselten.

Es kommt jedoch nicht selten vor, dass ein Atom von einer bestimmten Oxidationszahl sich in eine höhere und eine niedere Komponente aufspaltet. Diese Erscheinung nennt man Disproportionierung.

Während bisher lediglich Elektronenverschiebungen zwischen Atomen verschiedener Elemente stattfanden, schieben sich in den folgenden Beispielen die Atome ein und desselben Elementes ihre Elektronen gegenseitig zu.

 

 

1) Salpetrige Säure (HNO2) neigt dazu sich beim Erwärmen in Salpetersäure (HNO3) und Stickoxid (NO) aufzuspalten.

Rechnet man die Oxidationszahlen für N in diesen Verbindungen aus, so erhält man:

 

 

Die Oxidationszahl des N in HNO2 (+3) steht zwischen den beiden anderen Werten HNO3 (+5) und NO (+2). Ein Teil der Moleküle der salpetrigen Säure (HNO2) oxidiert sich also beim Erwärmen (von +3 auf +5; Abgabe von Elektronen), ein anderer Teil reduziert sich (von +3 auf +5; Aufnahme von Elektronen)

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

Um die Abgabe von 2 e- bei einem N zu kompensieren (unterer Pfeil), sind 2 mal 1 e-, also 2 N, nötig (oberer Pfeil). Insgesamt sind 3 N an der Reaktion beteiligt:

 

 

 

Damit ist die Elektronenverschiebung ausgeglichen. Auf der rechten Seite der Gleichung fehlt jetzt noch ein H2O:

 

 

 

2) Beim Erhitzen von Kaliumchlorat (KClO), auf 400°C bildet sich Kaliumperchlorat (KCLO4) und Kaliumchlorid (KCl).

 

Oxidationszahlen:

 

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

 

Damit ein einziges Cl sechs Elektronen aufnehmen kann (oberer Pfeil), müssen drei Cl je zwei Elektronen abgeben (unterer) Pfeil. Im Ganzen sind dann vier Cl an der Reaktion beteiligt.

 

 

 

 

3) Hypobromige Säure (HBrO), disproportioniert sich beim Erwärmen unter Bildung von Bromwasserstoff (HBr) und Bromsäure (HBrO3).

 

Oxidationszahlen:

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

 

Damit ein einziges Br vier Elektronen abgeben kann (unterer Pfeil), müssen zwei Br je zwei Elektronen aufnehmen; im Ganzen sind also drei Br am Vorgang beteiligt:

 

 

 

 

 

4) Beim Erwärmen mit Wasser (H2O) disproportioniert sich weißer Phosphor zum teil in Phosphorwasserstoff (PH3) und hypophosphorige Säure (H3PO2).

 

Oxidationszahlen:

 

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

Damit ein einziges P drei Elektronen aufnehmen kann (oberer Pfeil), müssen drei P je ein Elektron abgeben (unterer Pfeil); im Ganzen sind vier P am Vorgang beteiligt:

 

 

Die Anzahl der H und O muss noch auf beiden Seiten ausgeglichen werden. Links sind 2 H und 1 O; rechts finden sich 12 H und 6 O, somit sind 10 H und 5 O auf der linken Seite zu wenig. Zusätzliche 5 H2O gleichen dies aus.

 

 

Gleichungen in denen Disproportionierungen enthalten sind, sind nicht selten. Mindestens ebenso häufig sind aber auch Fälle, in denen ein Element in zwei verschiedene Oxidationsstufen übergeht, ohne das man dabei von einer höheren und einer niederen sprechen kann.

 

5) Bei der Oxidation von Schwefel (S) durch Salpeter (KNO3) bilden sich Schwefeldioxid (SO2), elementarer Stickstoff (N2) und Kaliumsulfat (K2SO4):

 

Oxidationszahlen:

 

 

Währen also der Stickstoff vollständig von der Oxidationszahl +5 auf die Oxidationszahl 0 reduziert wird, treten die Schwefelatome auf der rechten Seite teilweise als +4, teilweise als +6 auf. Da wegen des Moleküls N2 mindestens zwei Stickstoffatome auf der linken Seite vorkommen müssen, werden bei der Reduktion des Stickstoffs auch mindesten 2 mal 5 = 10 Elektronen benötigt.

Diese 10 Elektronen werden durch den Übergang eines S mit der Oxidationszahl 0 in den Zustand eines S mit der Oxidationszahl +4 und eines S (0) in den Zustand S (+6) zur Verfügung gestellt.

 

 

 

 

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

Somit sind zwei Schwefelatome nötig, um das Elektronengleichgewicht wieder herzustellen:

 

 

 

6) Kaliumdichromat (K2Cr2O7) reagiert mit Schwefelwasserstoff (H2S) unter Bildung von Kaliumchromat (K2CrO4), Chromhydroxid (Cr(OH)3) und Schwefel.

 

Oxidationszahlen:

 

 

 

 

Kaliumchromat (K2CrO4) ändert seine Oxidationszahl nicht und kann aus den Betrachtungen heraus gehalten werden.

 

Elektronenverschiebung:

 

 

 

Damit die beiden Cr des Kaliumdichromats (+6) auf die Stufe des Chromhydroxids reduziert werden können, müssen drei S von -2 auf 0 oxidiert werden:

 

 

Ladungsmäßig ist die Gleichung damit ausgeglichen. Nun müssen die Atome, die ihre Ladung nicht geändert haben, noch ausbalanciert werden,

Auf der rechten Seite ist ein Molekül K2CrO4 mit einem überschüssigen Cr vorhanden. Da wir auf der linken Seite wegen des Vorkommens zweier gekoppelter Cr im K2Cr2O7 nicht ein einzelnes Cr hinzufügen können, geben wir auf beiden Seiten je ein Molekül hinzu (links: K2Cr2O7; rechts: K2CrO4):

 

 

 

7)

 

Oxidationszahlen und Elektronenverschiebung:

 

 

 

Ladungsausgleich:

 

 

Wegen der drei mal 2 Nitratgruppen (NO3) auf der rechten Seite müssen wir auch auf der linken Seite für zusätzliche 6 Nitratgruppen sorgen; das ergibt 8 HNO3 und somit auch 4 H2O.

 

 

 

8)

 

Ladungsausgleich:

 

 

Damit sind die Ladungen ausgeglichen, doch befinden sich auf der rechten Seite 6 Cl zuviel, die nur durch Zugabe von weiteren 6 HCl auf der linken Seite gedeckt werden können. Also resultieren links 16 HCl. Auf diesem Wege erhalten wir die richtige Menge H (16), um die 2 mal 4 = 8 Sauerstoffatome des Kaliumpermanganats zu oxidieren:

 

 

 

9)

 

 

 

 

 

Ladungsausgleich:

 

 

Ausgleich:

 

 

 

 

 

 

Quelle: Vogt, „Chemische Gleichungen – Ganz einfach“, Aulis Verlag Deubner&Co KG Köln. ISBN 3-7614-1793-4