Balansera redoxreaktion i alkalisk lösning

sund20 skrev:

Jag ska balansera följande redoxreaktion: 

Cr³⁺ + O₂^2- --> CrO₄^2- + OH^-

Jag vill helst lösa det med oxidationstalsmetoden. Jag har skrivit ut oxidationstalen för varje atomslag och får då att Cr³⁺ går från +3 till +6, och O från -1 till -2. För att balansera detta så har jag hittat minsta gemensamma nämnaren för elektronerna, d.v.s.: 

2 Cr³⁺ + 3 O₂^2- --> 2 CrO₄^2- + 3 OH^- 

Sedan ska man balansera alla atomslag utom O och H, så det är ju då bara Cr och den är redan balanserad. Som jag förstår det är nästa steg att balansera O och H med hjälp av H₂O och OH^-. Jag förstår dock inte hur jag ska komma fram till var dessa ska placeras. När jag ser lösningen så förstår jag ju att det stämmer, men jag vet inte riktigt hur jag skulle kunna komma på hur mycket H₂O och OH^- som ska läggas till till varje sida. Är det bara meningen att man ska "gissa" sig fram, eller finns det några knep? T.e.x. så förstår jag inte riktigt hur jag ska tänka när jag ska välja vilken av H₂O och OH^- jag ska använda på vilken sida och för att balansera ut vilket atomslag. 

Jag förstår inte hur du fick fram formeln 2 Cr³⁺ + 3 O₂^2- --> 2 CrO₄^2- + 3 OH^-. En kromjon oxideras tre steg när den blir en kromatjon. En peroxidjon reduceras två steg totalt när syrena blir till oxidjoner. Jag är alltså med på din vänstersida och koefficienten för kromatjonen, men varifrån kom trean för hydroxidjonen? Och varför tror du att det den basiska lösningen skall bli ännu mer basisk när reaktionen sker?

Det står i uppgiften att reaktionen sker i basisk lösning, d v s det finns gott om hydroxidjoner som kan reagera. Vi har sex syreatomer på vänstersidan och åtta på högersidan, d v s vi behöver två syreatomer till. De kan vi få från två hydroxidjoner. Då blir det två vätejoner över, som kan reagera med ytterligare två hydroxidjoner till och bilda vatten.