25 svar

239 visningar

soluret behöver inte mer hjälp

Balansering av redox-reaktion med hjälp av OT

Hej!
Jag försöker balansera en redox-reaktion, 8.17D.
Jag får det till att Cr avger 3e- och Br tar upp 5e-. När jag sätter in konstanen 3 på alla Br-molekyler/atomer och konstanten 5 på alla Cr-molekyler/joner, blir det bara knasigt.
Facit säger att man ska använda 10 på alla Cr och 6 på alla Br? Varför blir det så?
Hur har jag tänkt fel med laddningen?

Hejsan,

Det lättaste (tycker jag) är att dela upp dina reaktioner i respektive oxidations- och reduktionsreaktion:

$O x : C u^{3 +} \to C r {O_{4}}^{2 -} R e d : B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2}$

1. Balansera atomerna

2. Balansera laddningarna

3. Multiplicera till minsta gemensamma nämnare och stryk elektronerna

Hej Pikkart,
Tack för svaret!

Kan du hjälpa mig med första steget, att balansera atomerna? För jag tycker att man ska balansera det med 3 och 5!
Jag vet att när man balanserar laddningarna lägger man väl till H+ alternativt OH-.

Hur menar det med balansera med 3 och 5? Börja med att balansera med vatten och pröva dig fram!

Kolla på vilka atomer som ökar respektive minskar i oxidationstal. I en balanserad reaktionsformeln ska ämnena oxidera lika mycket som de reducerar. Dvs ökning + minskningen av oxidationstal ska vara 0. Försök ordna så att detta stämmer först

Som det står i den andra bifogade bilden, reduceras Br med 5e- och Cr oxideras med 3e-. För mig har det oftast funka att "byta plats på konstanterna", för då blir det rätt med elektronerna.

Att balansera med vatten brukar jag göra i slutet. Såhär brukar jag jobba:

1. Sätta ut oxidationstal för alla ingående atomer.

2. Identifiera vilken atom som oxideras, och vilken som reduceras.

3. Balansera elektronerna så att den totala ökningen av OT blir lika med den totala minskningen av OT. Det är här jag fastnar!

4. Balansera laddningarna med H+ eller OH– beroende på om det är sur eller basisk lösning. En neutral lösning kan balanseras både med H+ eller OH–.

5. Balansera antalet väteatomer med H2O.

6. Kontrollera att antalet syre stämmer både till höger och vänster om reaktionspilen.
Skriv in den balanserade formeln i detta papper.

Ok, den approachen brukar jag inte köra. Vilket som, om du delar upp dina reaktioner som en oxidationsreaktion och en som reduktionsreaktion. Hur ser de ut då?

Jag kollar på oxidationstalen.

Cr³⁺ har OT=+III och sedan i HL=VI. Hur jag vet att i CrO₄^2- har +VI, är för att syre har vanligtvis -II och det finns totalt 4 syremolekyler, 4*-II=-8.

Men om du delar upp dem i respektive reaktion som jag gjorde i mitt första inlägg, hur ser reaktionen ut med elektroner inblandat? Att dela upp dem underlättar för då slipper man göra slarvfel och det blir lättare att få en överblick.

Ps. Dina oxidationstal är korrekta.

Jag har nu gjort på ditt sätt och kommit fram till exakt samma oxidationstal. Hur ska jag tänka nu? Vad är det för fel att sätta ut 3 respektive 5 som konstanter?

Hur ser dina halvcellsreaktioner ut?

Pikkart skrev:
Hur ser dina halvcellsreaktioner ut?

Vill du att jag ska rita upp ett cellschema? Jag tänker bara på galvaniska element när man pratar om halvcellsreaktioner. Vad menar du med halvcellsreaktioner?

Pikkart skrev:
$O x : C u^{3 +} \to C r {O_{4}}^{2 -} R e d : B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2}$

Dumt uttryckt men nu citerade jag mig själv från första inlägget. Vad händer om du lägger till elektronövergångarna i respektive reaktion? Vad du ska multiplicera med styrs utifrån det.

Ox: Cr³⁺→CrO₄²⁻+ 5e-

Red: BrO₃⁻ + → Br₂(var tog O₃ vägen förresten, jag tycker det blir väldigt svårt att veta hur jag ska sätta ut elektronerna här!)

Du menar Cr(3+)? Om den går från +III till +VI i OT, ska du lägga till 5 elektroner då?

I din reduktionsreaktion så går från +5 till 0, här kan du balansera med 5 e^-.

Det är sant!

Ox: Cr³⁺ +5e- →CrO₄²⁻

Red: BrO₃⁻→ Br²+5e-

Hur gör man nu?

Ditt OT går alltså från +3 till +6, hur många elektroner släpper den iväg för att gå från +3 till +6? (krom)

3 st!

Precis, snyggt! Så din oxidationreaktion släpper 3 elektroner och din reduktionsreaktion tar upp 5. Vad är det minsta tal du kan multiplicera med så att du har lika många elektroner i båda reaktionerna?

Pikkart skrev:
Precis, snyggt! Så din oxidationreaktion släpper 3 elektroner och din reduktionsreaktion tar upp 5. Vad är det minsta tal du kan multiplicera med så att du har lika många elektroner i båda reaktionerna?

15!

Precis, inte multiplicera med femton men multiplicera respektive reaktion med 3 och 5 så att du får 15.

Så det blir 5Cr³⁺ + 3BrO₃^- -> 5CrO₄^2- + 3Br₂?

Det blir rörigt i mitt huvud när man börjar med elektroner innan man balanserar atomer (jag brukar göra elektronerna sista). Du måste balansera ditt brom innan du multiplicerar reduktionsreaktionen. Du har ett brom i VL och 2 brom i HL.

$O x : C r^{3 +} \to C r {O_{4}}^{-} R e d : B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2} \Rightarrow 2 B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2}$

Nu kan du multiplicera dessa.

Pikkart skrev:
Det blir rörigt i mitt huvud när man börjar med elektroner innan man balanserar atomer (jag brukar göra elektronerna sista). Du måste balansera ditt brom innan du multiplicerar reduktionsreaktionen. Du har ett brom i VL och 2 brom i HL.

$O x : C r^{3 +} \to C r {O_{4}}^{-} R e d : B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2} \Rightarrow 2 B r {O_{3}}^{-} \to B r_{2}$

Nu kan du multiplicera dessa.

Okej!
5Cr3+ + 6BrO3- -> 5CrO4- + 3Br2 ???

Snyggt, det stämmer bra! Nu är det bara att börja balansera med laddningar och atomer!

Jag borde inte skriva nu egentligen, jag har min tröttmössa på. Ledsen för förvirringen. Jag glömde bort att multiplicera elektronerna i reduktionsreaktionen. Nu måste du multiplicera så att du får 30 på båda. Så du multiplicerar med...?

$O x : C r^{3 +} \to C r {O_{4}}^{-} + 3 e^{-} R e d : 2 B r {O_{3}}^{-} + 10 e^{-} \to B r_{2}$

Nu kan du börja med att balansera laddningar/syreatomer och väteatomer.

Svara

Visa senaste svar