Exempel på redoxbalanseringar

För att bli riktigt vass på redoxbalanseringar krävs en del övning. I den här artikeln tar vi upp några exempel på redoxreaktioner och hur man balanserar reaktionsformeln för dessa på ett bra sätt. Vissa exempel innehåller lite svårigheter, som det är bra att lära sig vara uppmärksam på.

Exempel 1Oxidationstalsmetoden IOxidationstalsmetoden IIHalvcellsmetoden
Genom att använda en stark oxiderande syra såsom svalvesyra kan även ädelmetaller som silver lösas upp. Då bildas förutom silversulfat också svaveldioxid och vatten. Balansera den obalanserade reaktionsformeln:

\(\mathrm{Ag(s) + H_2SO_4 \not\longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + H_2O\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny \:\:0\,\:\:\:\:\: +I+VI-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:+VI-II\:\:\:\:\:\:+IV-II\:\:\:\:\:\:\:\:\: +I\,-II\\ Ag + H_2SO_4 \not\longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + H_2O\,.}\)

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Silvers oxidationstal ökar, medan svavels minskar. Detta innebär att silver oxideras och svavel reduceras.

Svavelsyra upplöst i vatten består av dels vätejoner och dels sulfatjoner. Vätejonerna ändrar inte OT och kan därför plockas bort. Samma sak gäller sulfatjonerna som ingår i silversulfatet, samt vattnet.

\(\mathrm{ Ag + SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: Ag^+ + SO_2(g)\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Silver går från OT 0 till OT +I. Alltså avges 1 elektron/Ag.
Svavel går från OT +VI till OT +IV. Alltså tas 2 elektroner/S upp.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

Vi kommer behöva dubbelt så mycket silver som svavel för att det ska gå jämnt upp. Det ordnar vi enkelt genom att skriva

\(\mathrm{2Ag + SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g)\,.}\)

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Förutom syre och väte har vi bara silver och svavel i reaktionen, och dessa är redan balanserade.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I vänsterledet är total laddning 2 och i högerledet 2+. Eftersom svavelsyran gör reaktionsblandningen sur kan vi kompensera med fyra vätejoner i VL och därmed få

\(\mathrm{2Ag + SO_4^{2-} + 4H^+ \not\longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g)\,.}\)

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

Vi har fyra syreatomer till vänster men bara två till höger. Därför lägger vi till två vattenmolekyler där, vilket ger

\(\mathrm{2Ag + SO_4^{2-} + 4H^+ \not\longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Först och främst kan vi tänka oss att vi vill visa att vätet kommer från svavelsyra. Därför lägger vi till en sulfatjon i båda led, så att det finns en sulfatjon per två vätejoner. Det ger oss

\(\mathrm{2Ag + 4H^+ + 2SO_4^{2-} \longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_4^{2-} + SO_2(g) + 2H_2O(l)\,.}\)

Vätejonerna och sulfatjonen kan skrivas ihop till svavelsyra, medan silverjonerna och sulfatjonen till höger kan ses som silversulfat. Formeln kan alltså skrivas om till

\(\mathrm{2Ag + 2H_2SO_4 \longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Till vänster har vi fyra vätejoner och till höger fyra väteatomer. Det stämmer!

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny \:\:0\,\:\:\:\:\: +I+VI-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:+VI-II\:\:\:\:\:+IV-II\:\:\:\:\:\:\:\:\: +I\,-II\\ Ag + H_2SO_4 \not\longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + H_2O\,.}\)

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Silvers oxidationstal ökar, medan svavels minskar. Detta innebär att silver oxideras och svavel reduceras.

Svavelsyra upplöst i vatten består av dels vätejoner och dels sulfatjoner. Vätejonerna ändrar inte OT och kan därför plockas bort. Samma sak gäller sulfatjonerna som ingår i silversulfatet, samt vattnet.

\(\mathrm{ Ag + SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: Ag^+ + SO_2(g)\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Silver går från OT 0 till OT +I. Alltså avges 1 elektron/Ag.
Svavel går från OT +VI till OT +IV. Alltså tas 2 elektroner/S upp.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

Vi kommer behöva dubbelt så mycket silver som svavel för att det ska gå jämnt upp. Det ordnar vi enkelt genom att skriva

\(\mathrm{2Ag + SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g)\,.}\)

5. Balansera alla atomslag förutom O och H (behövs bara ibland).

Förutom syre och väte har vi bara silver och svavel i reaktionen, och dessa är redan balanserade.

6. Balansera O med hjälp av H2O.

Till vänster har vi fyra syre, medan vi till höger bara ha två. Det åtgärdar vi genom att lägga till 2H2O till höger, så att vi får

\(\mathrm{2Ag + SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

7. Balansera H med hjälp av H+.

Tillskottet av vatten innebär att vi nu har åtta väte till höger, men inga till vänster. Vi kompenserar detta genom att lägga på 4H+ till vänster (vätejoner finns det ju gott om i och med svavelsyran).

\(\mathrm{2Ag + 4H^+ + SO_4^{2-} \longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

8. Vid basisk lösning lägger du på båda sidor till lika mycket OH som du har H+ för att neutralisera till vatten.

Svavelsyra är knappast basiskt, så det behöver vi inte bry oss om.

9. Lägg till sådant som inte har ändrat OT, men som ändå bör vara med i formeln (åskådarjoner till exempel).

Först och främst kan vi tänka oss att vi vill visa att vätet kommer från svavelsyra. Därför lägger vi till en sulfatjon i båda led, så att det finns en sulfatjon per två vätejoner. Det ger oss

\(\mathrm{2Ag + 4H^+ + 2SO_4^{2-} \longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_4^{2-} + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

Vätejonerna och sulfatjonen kan skrivas ihop till svavelsyra, medan silverjonerna och sulfatjonen till höger kan ses som silversulfat. Formeln kan alltså skrivas om till

\(\mathrm{2Ag + 2H_2SO_4 \longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

10. Förenkla formeln till lägsta möjliga heltalskoefficienter, och eliminera (ta bort) sådant som finns på båda sidor av formeln (vanligtvis H2O).

Behövs inte.

11. Kontrollera laddningsbalans och materialbalans.

Det stämmer!

1. Identifiera oxidationen och reduktionen. Skriv ned dessa som separata halvcellsreaktioner (en oxidationsreaktion, en reduktionsreaktion).

Vi kontrollerar oxidationstalen för alla atomslag som ingår i reaktionen:

\(\mathrm{\tiny \:\:0\,\:\:\:\:\: +I+VI-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:+VI-II\:\:\:\:\:\:+IV-II\:\:\:\:\:\:\:\:\: +I\,-II\\ Ag + H_2SO_4 \not\longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + H_2O\,.}\)

Som synes ökar OT för silver, som alltså oxideras, medan OT minskar för svavel, som alltså reduceras.

Vi skriver därför

\(\mathrm{ Ag \not\longrightarrow\: Ag^+\:\: (oxidation)}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: SO_2\:\: (reduktion)\,.}\)

2. Balansera respektive halvcell med allt förutom O och H.

Här finns det inte så mycket att göra. Vi har lika mycket silver till höger som till vänster i oxidationsformeln, och lika mycket svavel till höger som till vänster i reduktionsformeln.

3. Balansera halvcellerna med avseende på O med hjälp av H2O.

I reduktionsformeln har vi fyra syre till vänster, men bara två syre till höger. Det åtgärdar vi genom att lägga till 2H2O till höger, så att vi får

\(\mathrm{ Ag \not\longrightarrow\: Ag^+}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} \not\longrightarrow\: SO_2 + 2H_2O\,.}\)

4. Balansera halvcellerna med avseende på H med hjälp av H+.

Vi har nu fyra väteatomer till höger, medan vi inte har några alls till vänster. Vi lägger därför till fyra vätejoner, vilket ger halvcellsparet

\(\mathrm{ Ag \not\longrightarrow\: Ag^+}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} + 4H^+ \not\longrightarrow\: SO_2 + 2H_2O\,.}\)

5. Balansera laddningen med hjälp av elektroner.

Inga elektroner kan försvinna eller nybildas vid en reaktion. Vi kompenserar därför laddningsskillnader mellan vänster- och högerleden genom att skriva ut de elektroner som måste frigöras eller tas upp:

\(\mathrm{ Ag \not\longrightarrow\: Ag^+ + e^-}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \not\longrightarrow\: SO_2 + 2H_2O\,.}\)

6. Kontrollera att förändringen i OT för föreningarna stämmer med hur många elektroner som har lagts till (ska stämma om du har gjort rätt i de tidigare stegen). Du har nu balanserat klart respektive halvcellsreaktion.

Silvers OT ökar ett steg, vilket innebär att en elektron ska avges. Svavels oxdiationstal minskar två steg, dvs. två elektroner tas upp. Det verkar stämma med vad vi hittills har skrivit!

Vi har nu skaffat både materialbalans, redoxbalans och laddningsbalans i varje halvcell. Alltså kan vi ta bort strecken över reaktionspilarna:

\(\mathrm{ Ag \longrightarrow\: Ag^+ + e^-}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \longrightarrow\: SO_2 + 2H_2O\,.}\)

7. Se till att det produceras lika mycket elektroner i oxidationen som det förbrukas i reduktionen. Detta gör du genom att multiplicera upp koefficienterna på den ena eller båda halvcellerna tills de stämmer.

Vid oxidationen bildas en elektron, medan det tas upp två elektroner vid reduktionen. För att det ska gå jämnt upp dubblerar vi oxidationen, vilket ger formlerna

\(\mathrm{ 2Ag \longrightarrow\: 2Ag^+ + 2e^-}\)

\(\mathrm{ SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \longrightarrow\: SO_2 + 2H_2O\,.}\)

8. Slå ihop de två halvcellerna för att få fram totalreaktionen.

Ledvis addition ger

\(\mathrm{ 2Ag + SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2 + 2H_2O + 2e^-\,.}\)

9. Vid basisk lösning lägger du på båda sidor av formeln till lika mycket OH som du har H+ för att neutralisera till vatten.

Behövs inte. Svavelsyra är långt ifrån basiskt.

10. Förenkla formeln till lägsta möjliga heltalskoefficienter, och ta bort sådant som finns på båda sidor av formeln (vanligtvis H2O).

Vi har två elektroner både till höger och vänster. De kan alltså elimineras. Kvar blir

\(\mathrm{ 2Ag + SO_4^{2-} + 4H^+ \longrightarrow\: 2Ag^+ + SO_2 + 2H_2O\,.}\)

11. Lägg eventuellt till andra ämnen som inte har förändrat OT, men ändå bör vara med i formeln.

Vätejonerna kommer från svavelsyran. För att visa det lägger vi till en sulfatjon, naturligtvis både till höger och vänster:

\(\mathrm{ 2Ag + \overbrace{SO_4^{2-} + 4H^+ + SO_4^{2-}}^{2H_2SO_4} \longrightarrow\: \overbrace{2Ag^+ + SO_4^{2-}}^{Ag_2SO_4} + SO_2 + 2H_2O\,,}\)

vilket vi förenkar så att vi får

\(\mathrm{ 2Ag + 2H_2SO_4 \longrightarrow\: Ag_2SO_4 + SO_2(g) + 2H_2O\,.}\)

12. Kontrollera laddningsbalans och materialbalans.

Och ja, det stämmer!

Exempel 2Oxidationstalsmetoden I
Vid så kallad jodometrisk titrering får jod reagera med tiosulfatjoner, vilket får dem att bilda jodidjoner samtidigt som tiosulfatjonerna bildar tetrationatjoner. Balansera den obalanserade reaktionsformeln:

\(\mathrm{ I_2 + S_2O_3^{2-} \not\longrightarrow\: I^- + S_4O_6^{2-}\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny{ 0\:\:\:\:\:\:\:+II-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:-I\:\:\:\:\:\:\:+2.5\,-II}\\ I_2 + S_2O_3^{2-} \not\longrightarrow\: I^- + S_4O_6^{2-}\,.}\)

Anmärkning: Notera att svavlatomerna i tetrationatjonen (S4O62−) har olika oxidationstal, men att deras genomsnittliga oxidationstal är +2.5, vilket är det man räknar på.

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Jod reduceras (oxidationstalet minskar) och svavel oxideras (oxidationstalet ökar). I just det här fallet finns inga åskådarjoner eller annat som behöver plockas bort.

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Svavel går från OT +II till OT +2.5. Alltså avges 0.5 elektron/S.
Jod går från OT 0 till OT −I. Alltså tas 1 elektron/I upp.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.
5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Vi kommer att behöva dubbelt så mycket svavel som jod för att det ska gå jämnt upp. Om vi utgår från två jodatomer (eftersom varje jodmolekyl innehåller två atomer) kommer vi behöva fyra svavelatomer. Balanserar vi alla koefficienter så att det stämmer får vi

\(\mathrm{ I_2 + 2S_2O_3^{2-} \longrightarrow\: 2I^- + S_4O_6^{2-}}\)

och balanserar då samtidigt alla atomslag utom syret.

Anmärkning: Notera att det finns fyra svavelatomer i tetrationatjonen, medan det bara är två i tionatjonen. Därför får vi dubbelt så många tionatjoner som tetrationatjoner.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I vänsterledet är total laddning 4− och i högerledet 4−. Kompensation behövs inte.

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

Vi har sex syreatomer både till vänster och till höger. Ingen ytterligare balansering behövs.

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Vi plockade inte bort några åskådarjoner tidigare och behöver således inte lägga till något.

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Vi har inget väte i något led. Det stämmer alltså!

Exempel 3Oxidationstalsmetoden I
Här får vismut(III)nitrat reagera med svavelväte, varefter vismut(III)sulfid och salpetersyra bildas. Finn den balanserade reaktionsformeln:

\(\mathrm{ Bi(NO_3)_3 + H_2S \not\longrightarrow\: Bi_2S_3 + HNO_3\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny+III+V-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+III-II\:\:\:\:\:\:+I+V-II\\ Bi(NO_3)_3 + H_2S \not\longrightarrow\: Bi_2S_3 + HNO_3}\)

Anmärkning: Svavel ingår i Bi2S3 som en sulfidjon (vismut, Bi, är en metall och bildar en positiv jon). Därmed är svavels OT −II.

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Inget ämne ändrar oxidationstal. Alltså är det ingen redoxreaktion över huvud taget, vilket innebär att vi inte har någon hjälp av att titta på oxidationtalsförändringar. I stället får vi efter bästa förmåga balansera formeln som vilken annan reaktionsformel som helst.

I högerledet har vi två vismutjoner, medan vi bara har en i vänsterledet. En bra början är att dubblera antalet formelenheter vismutnitrat och få

\(\mathrm{ 2Bi(NO_3)_3 + H_2S \not\longrightarrow\: Bi_2S_3 + HNO_3\,.}\)

Vi har nu sex kväveatomer i vänsterledet, vilket vi kompenserar med att lägga till koefficienten 6 framför salpetersyran i högerldet:

\(\mathrm{ 2Bi(NO_3)_3 + H_2S \not\longrightarrow\: Bi_2S_3 + 6HNO_3\,.}\)

I högerledet har vi tre sulfidjoner, medan vi bara har en svavelatom i vänsterledet. Vi lägger därför till koefficienten 3 där, vilket ger

\(\mathrm{ 2Bi(NO_3)_3 + 3H_2S \longrightarrow\: Bi_2S_3 + 6HNO_3\,.}\)

Räknar vi efter nu har vi massbalans för samtliga atomslag. Formeln är alltså färdigbalanserad och något streck behöver inte dras över pilen.

Anmärkning: Att den här reaktionen var värd att ta upp som ett exempel under redoxbalanseringar, ligger i att den till utseendet påminner om många redoxreaktioner (se exempelvis nästa reaktion). Att veta när en metod är respektive inte är tillämpbar, är i många fall minst lika nyttigt som att veta hur den utförs.

Exempel 4Oxidationstalsmetoden I
Här låter vi samma vismut(III)sulfid som bildades i föregående uppgift reagera vidare med salptersyra under bildning av fast svavel, vismutjoner, kvävemonoxid och vatten. Balansera reaktionformeln:

\(\mathrm{ Bi_2S_3(s) + NO_3^- + H^+ \not\longrightarrow\: S + Bi^{3+} + NO + H_2O\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny+III-II\:\:\:\:\:+V-II\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:0\:\:\:\:\:\:+III\:\:\:\:\:\:\:\:\:+II-II\:\:\:\:\:+I-II\\ Bi_2S_3 + NO_3^- + H^+ \not\longrightarrow\: S + Bi^{3+} + NO + H_2O}\)

Anmärkning: Återigen förekommer svavlet i VL som sulfidjoner. Därför kan vi vara säkra på att de har OT −II.

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Svavel oxideras och kväve reduceras. Vätejonerna och vattnet kan plockas bort. Vismutsulfiden låter vi vara som den är, även om vismutjonerna inte ändrar OT, eftersom det är ett olösligt salt och därmed inte uppdelat i joner.

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + NO_3^- \not\longrightarrow\: S + Bi^{3+} + NO\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Svavel går från OT −II till OT 0. Alltså avges 2 elektroner/S.
Kväve går från OT +V till OT +II. Alltså tas 3 elektron/N upp.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

Mängdförhållandet mellan svavel och kväve behöver vara 3:2 för att det gå jämnt upp, dvs. det kommer att behöva gå tre svavel på två kväve. I VL har vi redan tre sulfidjoner. Alltså kan vi utgå från det och använda två kväve. Det ger oss

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + 2NO_3^- \not\longrightarrow\: 3S + Bi^{3+} + 2NO\,.}\)

Anmärkning: Notera att vi måste justera koefficienten på det fria svavlet.

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Vi behöver justera vismuten så att vi får

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + 2NO_3^- \not\longrightarrow\: 3S + 2Bi^{3+} + 2NO\,.}\)

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I VL är total laddning 2− och i HL 6+. Vi behöver kompensera med 8H+ i VL:

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + 2NO_3^- + 8H^+ \not\longrightarrow\: 3S + 2Bi^{3+} + 2NO\,.}\)

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

I VL har vi sex syreatomer, medan vi har två i HL. Det kompenserar vi med 4H2O och får

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + 2NO_3^- + 8H^+ \longrightarrow\: 3S + 2Bi^{3+} + 2NO + 4H_2O\,.}\)

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Vi plockade inte bort några åskådarjoner tidigare och behöver således inte lägga till något.

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Till vänster har vi åtta väte, vilket även gäller för högersidan. Det stämmer!

Anmärkning: Oftast är det mer elegant att visa varifrån vätejonerna kommer genom att skriva med deras korresponderande bas (i detta fallet nitratjonerna), precis som i exempel 1. I det här fallet skrevs vätejoner och nitratjoner i sär i uppgiften, så egentligen finns inget krav på att skriva ihop det i svaret.

Vill man ändå göra det behöver man lägga till sex nitratjoner i båda led. I VL får vi då salpetersyra, medan vi i HL får två formelenheter vismutnitrat.

\(\mathrm{ Bi_2S_3 + 8HNO_3 \longrightarrow\: 3S + 2Bi(NO_3)_3 + 2NO + 4H_2O\,.}\)

Exempel 5Oxidationstalsmetoden I
Leder vi ner klorgas i en natriumhydroxidlösning får vi rengöringsmedlet klorin, som egentligen är en vattenlösning av natriumklorid och natriumhypoklorit. Balansera reaktionsformeln:

\(\mathrm{ Cl_2 + NaOH \not\longrightarrow\: NaCl + NaClO + H_2O\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny\,0\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\,-II+I\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:\:-I\:\:\:\:\:\:\:\:+I+I-II\:\:\:\:\:\:\:+I-II\\ Cl_2 + NaOH \not\longrightarrow\: NaCl + NaClO + H_2O}\)

Anmärkning: Natriumhypoklorit (NaClO) är en jonförening. Därför ingår kloret i den negativa jonen ClO, där vi genom att först konstatera att syre har OT −II får fram att klor måste ha OT +I.

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Det här är lite klurigt. Klor både ökar och minskar oxidationstal och genomgår alltså både oxidation och reduktion. Natriumjonerna kan vi bortse från så länge. Samma sak gäller vattnet och hydroxidjonerna:

\(\mathrm{ Cl_2 \not\longrightarrow\: Cl^- + ClO^-\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Några kloratomer går från OT 0 till OT +I. Alltså avges 1 elektron för varje sådan kloratom.
Samtidigt går andra från OT 0 till OT −I. Alltså tas 1 elektron upp för varje sådan kloratom.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

Lika många kloratomer måste oxideras som reduceras. Om vi utgår från totalt två kloratomer, eftersom det finns två kloratomer i klorgasen, innebär det att vi får en som oxideras till en hypokloritjon och en reduceras till en kloridjon. Formeln kan stå kvar som den är:

\(\mathrm{ Cl_2 \not\longrightarrow\: Cl^- + ClO^-\,.}\)

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Behövs inte.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I VL är laddningen 0, medan den i HL är 2−. Lösningen är basisk på grund av natriumhydroxiden och vi kan kompensera med 2OH i VL:

\(\mathrm{ Cl_2 + 2OH^- \not\longrightarrow\: Cl^- + ClO^-\,.}\)

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

I VL har vi två syreatomer, medan vi bara har en i HL. Det kompenserar vi med vatten och får

\(\mathrm{ Cl_2 + 2OH^- \longrightarrow\: Cl^- + ClO^- + H_2O\,.}\)

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Vi lägger till två natriumjoner i varje led och bildar natriumhydroxid respektive natriumklorid och natriumhypoklorit:

\(\mathrm{ Cl_2 + 2NaOH \longrightarrow\: NaCl + NaClO + H_2O\,.}\)

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Två i varje led, vilket alltså stämmer.

Exempel 6Oxidationstalsmetoden I
Om man tillsätter ett jodidsalt till en lösning koppar(II)joner händer något häftigt. Den vackra ljusblå färgen av koppar(II)joner upplösta i vatten försvinner, och ersätts av den brunröda färgen av jodvatten, samtidigt som en vit fällning av koppar(I)jodid bildas. Balansera reaktionsformeln:

\(\mathrm{ Cu^{2+} + I^- \not\longrightarrow\: CuI + I_3^-\,.}\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{\tiny\,+II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:-I\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\:\,-I\:\:\:\:\:-1/3\\ Cu^{2+} + I^- \not\longrightarrow\: CuI + I_3^-}\)

Anmärkningar. Trijodidjonen, I3, är en udda figur som består av tre jodatomer som delar på en minusladdning. Jodatomerns genomsnittliga oxidationstal är −1/3, dvs. inte ett heltal. Som vi kommer se snart är detta egentligen inget problem; vår metod för redoxbalansering fungerar lika bra ändå!

I uppgiften fick vi reda på att kopparn i CuI har OT +I, vilket måste innebära att joden har OT −I.

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Här måste vi hålla tungan rätt i mun. Kopparn ändrar definitivt OT, så den ska definitivt tas med. Joden är klurigare, eftersom en del jod (den som bildar I3) ändrar OT, medan en del jod (den som är med och bildar CuI) inte ändrar OT. Vi ignorerar de sistnämnda jodidjonerna för tillfället, och betraktar dem som åskådarjoner. Vi får då:

\(\mathrm{ Cu^{2+} + I^- \not\longrightarrow\: Cu^+ + I_3^-\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Koppar går från OT +II till OT +I. Alltså tas det upp 1 elektron/Cu.
Samtidigt går jod från OT −I till −1/3. Alltså avges 2/3 elektron/I.

Anmärkning. 2/3 elektron må låta galet, men vi rättar till det i nästa steg!

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

Vi försöker få ett helt antal elektroner från joden och multiplicerar därför med 3. Vi ser att 3I ger 2 elektroner. Detta kan kompenseras genom att ta 2Cu. Molförhållandet mellan koppar och jod behöver alltså vara 2:3, vilket ger oss detta:

\(\mathrm{ 2Cu^{2+} + 3I^- \not\longrightarrow\: 2Cu^+ + I_3^-\,.}\)

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Behövs inte.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I både VL och HL är laddningen 1+. Vi behöver alltså inte göra något i  det här steget.

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

Behövs inte.

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Vi lägger till jodidjoner i både VL och HL så att vi får 2CuI i HL:

\(\mathrm{ 2Cu^{2+} + 5I^- \longrightarrow\: 2CuI + I_3^-\,.}\)

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Noll i varje led, så det stämmer!

Exempel 7Oxidationstalsmetoden I
Jodvatten är ett viktigt reagens i analytisk kemi, men koncentrationen på en jodvattenlösning kan snabbt ändra sig, i takt med att gasformig jod lämnar lösningen. Ett sätt att kontrollera koncentrationen är att låta jodvattnet reagera med en känd mängd ren As2O3. Balansera reaktionsformeln:

\(\mathrm{ As_2O_3 + I_2 + H_2O \not\longrightarrow\: HAsO_4^{2-} + I^- + H^+}\,.\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{ \tiny\,+III-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:0\:\:\:\:\:\:+I\:\,-II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\,+V\,-II\:\:\:\:\:\:\:-I\:\:\:\:\:\:\:\:\:+I\\As_2O_3 + I_2 + H_2O \not\longrightarrow\: HAsO_4^{2-} + I^- + H^+}\,.\)

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Arseniken oxideras (OT ökar), medan joden reduceras (OT minskar). Syre och väte har oförändrat OT. Vi plockar bort vattnet och vätejonerna, eftersom vi vill använda dessa för att skapa laddnings och syrebalans senare, men vi låter syrena i As2O3 och HAsO42−, och vätet i HAsO42− vara kvar. Vi får nu

\(\mathrm{As_2O_3 + I_2\not\longrightarrow\: HAsO_4^{2-} + I^-\,.}\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Arseniken går från OT +III till OT +V. Alltså avges det 2 elektroner/As.
Jod går från OT 0 till −I. Alltså tas det upp 1 elektron/I.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

För att oxidationen och reduktionen ska gå jämnt upp behövs det dubbelt så mycket jod som arsenik vid reaktionen. Eftersom vi redan har 2As i VL så utgår vi från det, och satsar på att skaffa 2As och 4I i båda led. Vi får följande koefficienter:

\(\mathrm{As_2O_3 + 2I_2\not\longrightarrow\: 2HAsO_4^{2-} + 4I^-\,.}\)

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Behövs inte.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I VL är laddningen 0, och i HL är laddningen 8−. Vi kompenserar med 8H+ i HL:

\(\mathrm{As_2O_3 + 2I_2\not\longrightarrow\: 2HAsO_4^{2-} + 4I^- + 8H^+\,.}\)

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

I VL har vi 3O och i HL har vi 8O. Vi kompenserar med 5H2O i VL:

\(\mathrm{As_2O_3 + 2I_2 + 5H_2O \longrightarrow\: 2HAsO_4^{2-} + 4I^- + 8H^+\,.}\)

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Behövs ej.

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

10H i varje led, så det stämmer!

Exempel 8Oxidationstalsmetoden I
Balansera följande reaktionsformel för bildandet av järn(III)oxidhydroxid:

\(\mathrm{Fe^{2+}+O_2+OH^-\not\longrightarrow FeO(OH)+H_2O}\,.\)

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.

\(\mathrm{ \tiny\,+II\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:0\:\:\:\:\:\:\:-II+I\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:\:+III-II\:-II\,+I\:\:\:\:\:\:\:+I\:\,-II\\ Fe^{2+}+O_2+OH^-\not\longrightarrow FeO(OH)+H_2O}\,.\)

2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Bortse från partiklar som inte ändrar OT (oftast H+, OH, H2O och eventuella åskådarjoner).

Detta är lite klurigt. Järnet ökar sitt oxidationstal, och ska definitivt tas med. En del av syret ändrar också oxidationstal, och borde därför tas med. Dock vill vi inte ta med hydroxidjonerna och vattnet, eftersom syret har konstant oxidationstal här, och vi dessutom behöver använda dessa på slutet när vi ska balansera laddning och antalet syren.

Vi väljer därför detta:

\(\mathrm{Fe^{2+}+O_2\not\longrightarrow FeO(OH)}\,,\)

men vi skulle lika gärna kunna plocka bort hydroxidjonen ur järn(III)oxidhydroxiden (och alltså betrakta detta som en åskådarjon till FeO+) och på så vis få

\(\mathrm{Fe^{2+}+O_2\not\longrightarrow FeO^+}\,.\)

3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.

Järnet går från OT +II till OT +III. Alltså avges det 1 elektron/Fe.
Samtidigt går syre från OT 0 till −II. Alltså tas det upp 2 elektroner/O.

4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen.

För att oxidationen och reduktionen ska gå jämnt upp behövs det dubbelt så mycket järn som syre vid reaktionen. Eftersom vi redan har 2O i VL så utgår vi från det, och satsar på att skaffa 4Fe och 2O i båda led. Detta är dock svårt att fixa, men vi låter syrena i HL stämma lite dåligt eftersom vi ändå kommer balansera syre i ett senare steg. Vi får

\(\mathrm{4Fe^{2+}+O_2\not\longrightarrow 4FeO(OH)}\,.\)

5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).

Behövs inte.

6. Bestäm laddningen i vänstra ledet respektive högra ledet. Om laddningarna inte är lika stora kompenserar du det med H+ vid sur lösning och OH vid basisk lösning.

I VL är laddningen 8+, och i HL är laddningen 0. Vi kompenserar med 8OH i VL:

\(\mathrm{4Fe^{2+}+O_2+8OH^-\not\longrightarrow 4FeO(OH)}\,.\)

7. Balansera syre med hjälp av H2O.

I VL har vi 10O och i HL har vi 8O. Vi kompenserar med 2H2O i HL:

\(\mathrm{4Fe^{2+}+O_2+8OH^-\longrightarrow 4FeO(OH)+2H_2O}\,.\)

8. Lägg till eventuella åskådarjoner och annat som inte har ändrat OT.

Behövs ej.

9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

10H i varje led, så det stämmer!


Artikeln skriven av Oskar Henriksson. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 22 september 2011. Senast uppdaterad 25 juli 2016.

Kommentarer är stängda