Magnus Ehingers undervisning

Allt du behöver för A i Biologi, Kemi, Bioteknik, Gymnasiearbete m.m.

Namngivning och formelskrivning med hjälp av oxidationstal

Videogenomgång ("flippat klassrum")

Namngivning med hjälp av oxidationstal

Många metaller – framför allt övergångsmetallerna – kan bilda flera olika joner.

Exempel:

  • Koppar – Cu+, Cu2+
  • Järn – Fe2+, Fe3+

Dessa joner är olika mycket oxiderade, och har olika oxidationstal. Därför kan vi kalla

  • Cu+-jonen för koppar(I)jon
  • Cu2+-jonen för koppar(II)jon
  • Fe2+-jonen för järn(II)jon
  • Fe3+-jonen för järn(III)jon

Därav följer att vi kan kalla

  • CuCl för koppar(I)klorid
  • CuCl2 för koppar(II)klorid
  • FeSO4 för järn(II)sulfat
  • Men vad blir formeln för järn(III)sulfat?
    😉
    Fe2(SO4)3

Formelskrivning med hjälp av oxidationstal

Vad händer med OT vid en redoxreaktion?

Bränn lite magnesiumband! 😊

Reaktionsformel:

Magnesium förbränns i syrgas.

Oxidation är en ökning av OT

Vilket ämne oxideras i reaktionen?

  • Magnesium!

Vi skriver oxidationsreaktionen och sätter ut OT:

\({\sf 2\overset{0}{\text{Mg}} \rightarrow \overset{+\text{II}}{2\text{Mg}^{2+}} + 4\text{e}^-}\)

Vad händer med oxidationstalet för Mg?

  • Det går från 0 till +II – Det ökar alltså i värde!

Reduktion är en minskning av OT

Vilket ämne reduceras i reaktionen? 

  • Syrgas!

Vi skriver reduktionsreaktionen:

\({\sf \overset {0}{\text{O}}_2 + 4\text{e}^- \rightarrow \overset{-\text{II}}{2\text{O}^{2-}}}\)

Vad händer med oxidationstalet för O?

  • Det går från 0 till –II – Det minskar alltså i värde! 

Slutsats

Oxidation: Ökning av OT = elektroner avges

Reduktion: Minskning av OT = elektroner upptas

Koppar reagerar med utspädd salpetersyra

När koppar reagerar med salpetersyra bildas både kvävemonoxid och brun kvävedioxid. När koppar reagerar med salpetersyra bildas både kvävemonoxid och brun kvävedioxid.

Salpetersyra (och svavelsyra) är s.k. oxiderande syror, så det är inte så enkelt att det bara bildas vätgas och kopparnitrat.

Istället kommer både kopparnitrat, kvävemonoxid och vatten bildas – ingen vätgas!

Vi skriver en obalanserad reaktionsformel:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Försöka att balansera den!

  • Svårt, eller hur!! :-)

Hur gör man då?

Vi sätter ut oxidationstal (OT):

\({\sf \overset{0}{\text{Cu}} + \overset{+\text{I}}{\text{H}}\overset{+\text{V}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}_3} \rightarrow \overset{+\text{II}}{\text{Cu}}(\overset{+\text{V}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}_3})_2 + \overset{+\text{II}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}} + \overset{+\text{I}}{\text{H}_2}\overset{-\text{II}}{\text{O}}}\)

Nu kan vi se vilka ämnen som oxiderats resp. reducerats

  1. Oxidation: Ökning av OT

  2. Reduktion: Minskning av OT

Vi skriver reaktionsformeln enbart för de ämnen som ingått i redoxreaktionen:

\({\sf \overset{0}{\text{Cu}} + \overset{+\text{V}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}_3^-} \rightarrow \overset{+\text{II}}{\text{Cu}^{2+}} + \overset{+\text{II}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}}}\)

 

Annons

 
Kom ihåg: OT är en slags ”bokföring” av elektronerna!
  1. För kopparn har OT gått från 0 till +II. Det betyder att varje Cu har avgivit 2 elektroner.
  2. För kvävet har OT gått från +V till +II. Det betyder att varje N har tagit upp 3 elektroner.

Vi balanserar elektronerna:

  • 3 st Cu-atomer avger sammanlagt 6e
  • Dessa kan tas upp av 2 st N-atomer
  • För att det ska gå jämnt upp med elektronerna, måste vi alltså ha 3Cu och 2\({\sf \text{NO}_3^-}\)

Sålunda:

\({\sf \underbrace{3\overset{0}{\text{Cu}} + 2\overset{+\text{V}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}_3^-}}_{2-} \rightarrow \underbrace{3\overset{+\text{II}}{\text{Cu}^{2+}} + 2\overset{+\text{II}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}}}_{6+}}\)

Vad ser vi nu beträffande laddningarna?

  • Sammanlagt 2- på vänstersidan och 6+ på högersidan!

Vi kan kompensera genom att ha en bunke vätejoner (eftersom reaktionen sker i sur lösning) på vänstersidan.

  • Hur många? Åtta!

\({\sf 3\overset{0}{\text{Cu}} + 2\overset{+\text{V}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}_3^-} + 8\text{H}^+ \rightarrow 3\overset{+\text{II}}{\text{Cu}^{2+}} + 2\overset{+\text{II}}{\text{N}}\overset{-\text{II}}{\text{O}} + 4\text{H}_2\text{O}}\)

Eftersom vi har 8H+ på vänstersidan, måste vi också ha 4H2O på högersidan.

Vi kostar på oss att sätta ut aggregationsformerna också:

3Cu(s) + 2\({\sf \text{NO}_3^-}\)(aq) + 8H+(aq) → 3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O

Kontrollera att allting stämmer:

  • Cu: 3 st – både till höger och vänster om reaktionspilen
  • N: 2 st – både till höger och vänster om reaktionspilen
  • O: 6 st – både till höger och vänster om reaktionspilen
  • H: 8 st – både till höger och vänster om reaktionspilen

Öva dig att balansera redoxformler!

den här länken har jag lagt upp ett gäng redoxformler som måste balanseras med hjälp av oxidationstal.

 

 
[Ingen än…]