Balansering - redoxformel

Ska balansera en redoxformel, men förstår inte varför det blir fel.

(Cr2O7^2-) + (Fe^2+) + (H^+) --/--> (Cr^3+) + (Fe^3+) + (H2O)

Ämnen som oxideras respektive reduceras är Cr och Fe: Jag får det till att OT för Fe ökar 1 steg och Cr minskar med 3 steg, så jag multiplicerar Fe med 3 i både HL & VL.

Sedan räknar jag laddningarna och får dessa till +5 i VL & +12 i HL, ändrar konstanten till 8 för H^+ i VL för att få jämn laddning, och ändrar därmed också till 4st H2O i HL.

Vilket resulterar i den felaktiga reaktionsformeln;

(Cr2O7^2-) + (3Fe^2+) + (8H^+) ----> (Cr^3+) + (3Fe^3+) + (4H2O)

Vart gör jag fel ?

På vänster sida har du två kromatomer ( $\text{Cr}_{\color{red}{2}}$ ) medans på höger sida har du bara en. Var har den andra kromatomen tagit vägen?

AlvinB skrev:
På vänster sida har du två kromatomer ( $\text{Cr}_{\color{red}{2}}$ ) medans på höger sida har du bara en. Var har den andra kromatomen tagit vägen?

Tack, den missade jag.

När jag ändrar till 2 Cr^3+ i HL, får jag det till att OT blir +6 i för Cr i både HL & VL ?

poijjan skrev:
AlvinB skrev:
På vänster sida har du två kromatomer ( $\text{Cr}_{\color{red}{2}}$ ) medans på höger sida har du bara en. Var har den andra kromatomen tagit vägen?
Tack, den missade jag.

När jag ändrar till 2 Cr^3+ i HL, får jag det till att OT blir +6 i för Cr i både HL & VL ?

Fast tänk på att varje kromjon i dikromatjonen har laddningen $6+$ (annars skulle ju inte dikromatjonens laddning vara $2-$ eftersom varje oxidjon har $2-$ ).

Du har även missat att balansera syret. Dikromatjonen har 7 oxidjoner medans du bara skrivit ut 4 syreatomer i $4\text{H}_2\text{O}$ .

Jag skulle rekommendera att du gör så här:

Låt antalet krom- och oxidjoner i dikromatjonen bestämma hur många kromjoner och hur många vattenmolekyler som ska stå i HL. Antalet vattenmolekyler kommer då att bestämma hur många vätejoner som ska vara med. Sedan kan du använda järnjonerna för att balansera antalet elektroner (vilket är jättelätt eftersom varje $\text{Fe}^{2+}$ -jon kommer att ge iväg endast en elektron för att bli en $\text{Fe}^{3+}$ -jon).

AlvinB skrev:
poijjan skrev:
AlvinB skrev:
På vänster sida har du två kromatomer ( $\text{Cr}_{\color{red}{2}}$ ) medans på höger sida har du bara en. Var har den andra kromatomen tagit vägen?
Tack, den missade jag.

När jag ändrar till 2 Cr^3+ i HL, får jag det till att OT blir +6 i för Cr i både HL & VL ?
Fast tänk på att varje kromjon i dikromatjonen har laddningen $6+$ (annars skulle ju inte dikromatjonens laddning vara $2-$ eftersom varje oxidjon har $2-$ ).
Du har även missat att balansera syret. Dikromatjonen har 7 oxidjoner medans du bara skrivit ut 4 syreatomer i $4\text{H}_2\text{O}$ .
Jag skulle rekommendera att du gör så här:
Låt antalet krom- och oxidjoner i dikromatjonen bestämma hur många kromjoner och hur många vattenmolekyler som ska stå i HL. Antalet vattenmolekyler kommer då att bestämma hur många vätejoner som ska vara med. Sedan kan du använda järnjonerna för att balansera antalet elektroner (vilket är jättelätt eftersom varje $\text{Fe}^{2+}$ -jon kommer att ge iväg endast en elektron för att bli en $\text{Fe}^{3+}$ -jon).

Är inte riktigt med ändå.. det jag försöker lära mig är oxidationstalsmetoden, "genom den metoden kan även reaktionsformler med höga koefficienter balancseras utan att man behöver pröva sig fram", utifrån detta citat tänker jag att jag inte ska behöva balansera så som du skrev i första svaret i denna tråd, utan att det ska ske automatiskt om man gör rätt med denna metod ?

Jag följer denna punktlista;

1. Formlerna för reakanter och produkter skrivs. (given i uppfiften)

(Cr2O7^2-) + (Fe^2+) + (H^+) --/--> (Cr^3+) + (Fe^3+) + (H2O)

2. Oxidationstalen för de atomer som oxideras resp reduceras skrivs ut för både reakanter och produkter.

VL = Cr har OT 6 & Fe har OT 2.

HL = Cr har OT 3 & Fe har OT 3.

3. Antalet steg som OT ökar resp minskar beräknas för var och en av de reagerande atomerna.

Fe ökar med 1

Cr minskar med 3

4. Antalet formelenheter beräknas så att det totala antalet steg blir lika i ökningen och minskningen av oxidationstalen.

Multiplicerar Fe med 3.

5. Skriv in koefficienterna för dessa formelenheter i reaktionsformeln.

(Cr2O7^2-) + 3(Fe^2+) + (H^+) --/--> (Cr^3+) + 3(Fe^3+) + (H2O)

6. Balansera antalet laddade partiklar så att summan av laddningarna blir lika på båda sidor.

Här får jag VL = +5 och HL = +12 , lägger därför en 8 framför H+

(Cr2O7^2-) + 3(Fe^2+) + 8(H^+) --/--> (Cr^3+) + 3(Fe^3+) + (H2O)

7. Balansera antalet partiklar som innehåller syre och väte så att antalet atomer av dessa grundämnen är lika på båda sidor.

Här tar det stop...

Du missar att en dikromatjon blir till två stycken krom(III)joner.

Smaragdalena skrev:
Du missar att en dikromatjon blir till två stycken krom(III)joner.

Jag ser att det borde vara borde vara två stycken krom(III)joner i VL, är det underförstått att steg 1 e.g är balansering av formeln ?

Blir lite förvirrad då vad som menas med "genom oxidationstalsmetoden kan även reaktionsformler med höga koefficienter balancseras utan att man behöver pröva sig fram"

Två krom i en dikromatjon reduceras till två krom(III)joner - sammanlagd reduktion 6 steg. Hur många järnjoner behövs för att balansera detta? Justera steg 5 och fortsätt därifrån.

Det verkar fattas ett steg i din punktlista, där man tar hänsyn till om det inte bara är en atom av ett visst slag som oxideras/reduceras.

Smaragdalena skrev:
Två krom i en dikromatjon reduceras till två krom(III)joner - sammanlagd reduktion 6 steg. Hur många järnjoner behövs för att balansera detta? Justera steg 5 och fortsätt därifrån.
Det verkar fattas ett steg i din punktlista, där man tar hänsyn till om det inte bara är en atom av ett visst slag som oxideras/reduceras.

Tack så mycket, har greppat detta nu tror jag

Svara

Visa senaste svar