Balansering av redoxreaktionen Cr2O72– + Fe2+ + H+ ↛ Cr2+ + Fe3+ + H2O

Jag började med att skriva oxidationstal för varje ämne:

+VI -II          +II       +I      +II        +III      +I -II

Cr2O72– + Fe2+ + H+ ↛ Cr2+ + Fe3+ + H2O

Nu tar jag med endast de ämnen där det sker en förändring i oxidationstalet, och jag sätter en 2 framför Cr2 eftersom vi har 2 st Cr atomer på vänsterled. Jag får:

+VI -II          +II         +II        +III

Cr2O72– + Fe2+ ↛ 2Cr2+ + Fe3+

Här ser jag följande:

Reduktion: Cr med 4 steg (från +VI till +II) --> varje Cr tar upp 4 elektroner och eftersom vi har 2 st Cr atomer, tar Cr2 upp sammanlagt 8 elektroner (väldigt osäker på det här steget)

Oxidation: Fe med 1 steg (från +II till +III) --> varje Fe avger 1 elektron

Jag vet också att i en redoxreaktion måste reduktionen och oxidationen vara lika stora vilket betyder att jag måste multiplicera Fe med 4 på båda leden, men redan här vet jag att jag har gjort ett fel eftersom i facit står det att det ska vara 6 st Fe på vardera led, inte 4.

Jag vet inte vad jag har gjort för fel eller hur jag ska fortsätta,

Hjälp skulle uppskattas mycket :)