Balansera reaktionsformeln
Frågar om uppgift 19:16 (b). I facit står det att koefficienten framför järn ska vara 6, men jag får det till 8. Antar att felet ligger i oxidationstalen. Var har jag räknat fel?
Varje dikromatjon ger upphov till två krom(III)-joner. För varje dikromatjon som reduceras krävs alltså 12-3*2=6 elektroner.
Oj juste! Tack :)
Men om oxidationstalet är +VI nu då har kromatjonen gått ner 3 steg. Då är skillnaden två steg mellan krom och järn och koefficienten för järn bör vara 2?
Det minsta du kan ta är en dikromatjon. Då behöver du få ut sex elektroner från järn(II)-jonerna. Hur många järn(II)-joner behövs till det?
Järnjonen har ju en 2+ laddning så jag tänker 2x3
Ja men det spelar ingen roll vad järnjonen har för laddning. Det är bara intressant hur många steg varje järnjon oxideras eftersom det bestämmer hur många av dem du behöver.
