balansera formel
Hej! jag har en/uppgift/ett exempel som jag inte förstår vad det är dem gör på slutet i balanseringen av formeln, det kommer in massa ämnen som inte va där från början, hur vet jag ex att väte ska in där?
Kan man oxidera järn(II)joner med permanganatjoner i sur lösning? Vilken blir i så fall totalreaktionen?
Normalpotentialerna
eFe3+/Fe2=0,77V
eMnO4−, H+/Mn2=1,52V
Vi ser att permanganatjonerna är ett starkare oxidationsmedel än järn(III)jonen.
Totalreaktionen:
Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) --> Fe3+ (aq) + Mn 2+ (aq)
Balansera den!
5 Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) --> 5 Fe3+ (aq) + Mn2+ (aq) + 4 H2O
Tildaaaellen skrev:Hej! jag har en/uppgift/ett exempel som jag inte förstår vad det är dem gör på slutet i balanseringen av formeln, det kommer in massa ämnen som inte va där från början, hur vet jag ex att väte ska in där?
Kan man oxidera järn(II)joner med permanganatjoner i sur lösning? Vilken blir i så fall totalreaktionen?
Normalpotentialerna
eFe3+/Fe2=0,77V
eMnO4−, H+/Mn2=1,52V
Vi ser att permanganatjonerna är ett starkare oxidationsmedel än järn(III)jonen.
Totalreaktionen:Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) --> Fe3+ (aq) + Mn 2+ (aq)
Här har du väl antingen använt oxidationstal eller elektronövergångar? Du ser att det behävs 5 ggr så många järn som permanganat.
Balansera den!
5 Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) --> 5 Fe3+ (aq) + Mn2+ (aq) + 4 H2O
Eftersom det står att reaktionen sker i sur lösning vet du att det finns gott om vätejoner. När manganet reduceras blir det ju en massa syreatomer över, och de kan bilda vatten med de vätejoner som finns i den sura lösningen. Om reaktionen sker i neutral lösning kommer det att bildas hydroxidjoner (och vatten) istället.
