Vad frågas efter?

Om man tar exemplet i din andra tråd med elektrolys av en vattenlösning av kaliumjodid skulle halvcellsreaktioner och totalreaktion se ut såhär:

Oxidation: 2I^-(aq) --> I₂(s) + 2e^-

Reduktion: 2H₂O(l) + 2e^- --> H₂(g) + 2OH^- (aq)

Totalreaktion: 2I^-(aq) + 2H₂O(l) --> I₂(s) + H₂(g) + 2OH^-(aq)

(Halvcellsreaktionerna är alltså de två första, där man ser vad som oxideras respektive reduceras).

Okej. Jag är dock inte säker på hur man ska lösa uppgiften. Är detta lära-sig-utantill-kunskap?

Nja, delvis. Det man förväntas lära sig är att ”rost” är en blandning, inte en kemisk förening. Man kan alltså inte skriva en reaktionsformel eftersom det är flera olika reaktioner som sker. Man brukar sammanfatta alla former av rost som FeOOH, alltså ”järn(III)oxidhydroxid”. 

Sen förväntas man lära sig vilka faktorer som gör att järn rostar. I rent vatten rostar järn ganska långsamt, men om vattnet står i kontakt med luft rostar järnet betydligt snabbare. Syrgas från luften löses i vattnet, likaså koldioxid som bildar kolsyra och gör vattnet surt (regnvatten har ett pH runt 4-5 av samma anledning, vid försurning kan pH vara ännu lägre).

Utifrån denna kunskap kan man lösa uppgiften. Kolla i din tabell över normalpotentialer.

Vad exakt menas med det här?:

Man brukar sammanfatta alla former av rost som FeOOH, alltså ”järn(III)oxidhydroxid”. 

”Rost” är en blandning av många föreningar, t.ex. Fe2O3, Fe3O4, FeO, Fe(OH)2, Fe(OH)3, FeOOH. Det finns många olika järnoxider och järnhydroxider i rost. Man brukar anta att kompositionen ungefär motsvarar kompositionen FeOOH.

Så om man skulle tala om en "generell" rostjonförening skulle man tala om FeOOH?

Nåt i den stilen.

Okej. Jag är dock fortfarande inte riktigt med på hur man kan använda den kunskapen för att lösa uppgiften?

Du ska alltså balansera

Fe(s) + O2(aq) -/-> FeOOH(s)

exempelvis med oxidationstalsmetoden.

Tillägg: 28 maj 2023 18:32

Rättelse: I uppgiften står det att du ska ta fram halvcellsreaktioner, så du ska använda halvcellsmetoden och inte oxidationstalsmetoden. Se mer här: 

https://www.pluggakuten.se/trad/faq-vad-behover-jag-kunna-inom-amnet-kemi/?order=all#post-dd1da9f0-f008-4ebb-95eb-a8d001565c3a 

Okej. Järnets oxidationstal går från 0 till 3, så då är den ena halvcellsreaktionen Fe_(s) → Fe³⁺ + 3e^-

Men hur ska jag göra med syret? Jag ser ju att ox-talet för syre går från 0 till -2, alltså att varje syre tar upp två elektroner i genomsnitt: O_{2 (aq)} + 4e^-, men sedan tar det stopp för mig. Hur ska man gå vidare?

Nja, du ska fortfarande få FeOOH som produkt i halvcellen som beskriver oxidationen, se lösning nedan.

När det kommer till syre är det lite knepigare. En metod är att kolla i din normalpotentialtabell för att se vilka typer av reaktioner som syre kan genomgå i vattenlösning. Se svar nedan.

Hur vet man att man ska få FeOOH som produkt i den halvcellsreaktionen?

Det är produkten man får när järn oxideras.

När bara järn oxideras får man väl Fe³⁺? Det måste väl ske något annat också för att det ska bli FeOOH?

Ja, men det är inte det som är poängen när man tar fram halvceller.

Men hur ska man veta vad som bildas i den halvcellen när inte själva oxidationen leder till att det bildas FeOOH?

Jag tycker att du krånglar till det i onödan. Du behöver bara titta på i vilken form (”species”) järnet finns innan det oxideras (rent järn), och i vilken species det finns efter oxidationen (FeOOH). Halvcellsreaktionen för oxidationen går alltså ut på att balansera Fe -/-> FeOOH.

Okej, så man måste alltid titta på var järnet (eller metallen eller whatever) hamnar i HL, och det är det som man ska balansera då? Jag såg ett annat exempel med Al + ClO₄^- → Al(OH)₄^- + Cl^-. När jag balanserar denna, ska jag då ställa upp den ena halvcellen som: Al /→ Al(OH)4^- ? Eftersom aluminium hamnar där i HL.

Japp