Några frågor angående balansering av redoxreaktioner

sund20 skrev:

Hej!

Jag har några frågor angående redoxreaktioner. 

1. När man en redoxreaktion och räknar ut oxidationstalen och elektronöverföringarna och sedan balanserar elektronöverföringarna, ger det då koefficienten för reaktanten eller även produkten? Exempelvis: 
MnO₄ + I^- —> Mn²⁺ + I₂

(MnO₄ + 5 e —> Mn²⁺) * 2

(I^- —> I₂ + 2 e) * 5

Alltså 5an och 2an, de ska placeras innan reaktanterna, och sen när man räknar materiebalansen så kan man räkna ut vad produkterna ska ha för koefficienter? För jag har hela tiden per automatik satt ut koefficienten även framför den produkt som bildas, d.v.s. att 2 sätts ut framför både MnO₄ och Mn²⁺ (och likadant med 5an och I, fast jag vet att man får lägga till 10 framför I^- eftersom det är I₂ som reaktant), vilket har funkat hela tiden.

Mangan reduceras 5 steg, jod oxideras ett steg, koefficienten blir 1 för mangan och 5 för jod, och sedan behöver man multiplicera allting med 2 för att det skall kunna bli jodmolekyler som produkter.

Men så hade jag ett exempel där det bara var en reaktant som gav upphov till två produkter: 

_{+4  -2             +2  -2         +5 -2} 

ClO₂ —> ClO₂^- + ClO₃^-

ClO₂ + 2 e —> ClO₂^-

(ClO₂—> 1 e + ClO₃^-) * 2 

Här är det bara reaktanten som ska ha koefficienten 2, annars blir materiebalansen fel. Så frågan är alltså, den siffran man får fram när man balanserar elektronerna, den ska placeras framför reaktanten och inte framför produkten? Och att det ofta (som i första exemplet) blir samma koefficient framför produkten är ett resultat av att man gör en materiebalans, inte att man per automatik ska sätta samma koefficient där? 

Här har vi ett exempel där det är samma sorts molekyl som är både oxidationmedel och reduktionsmedel i samma reaktion. Då behövs det två ClO₂ redan innan man kan börja med redoxbalanseringen, för att antalet klor skall kunna stämma.

Gör separata trådar för de båda andra frågorna, det blir så rörigt annars!

2. När man har en reaktion med t.ex. C2O42- —> CO2 (halv reaktion), då blir oxidationstalen för C +3 respektive +4, så då har den alltså mottagit en elektron, och sedan eftersom det är 2 C i reaktanten har jag multiplicerat med 2, så att det totalt blir en elektronöverföring på 2. Jag vet dock inte om det är såhär man ska göra, för t.ex. så får jag då problem med följande reaktion: 

+5  -2                0            0 

BrO3- —> Br2 + O2

Oxidationstalet för O går från -2 till 0, men eftersom det är 3O på ena sidan och 2O på andra blir jag osäker på hur jag ska göra för att få fram den totala elektronöverföringen? Jag tänkte multiplicera med 3/2, så att den totala överföringen blir 3 e, men det blir inte rätt. Hur ska man tänka? 

3. Behöver också lite hjälp med att lösa följande redoxreaktion (eller i alla fall fram koefficienterna för reaktanterna och produkterna): 

+4 -2            0.      +5 -2    

I2O4 —> I2 + IO3- 

Om jag räknat rätt blir det:

I2O4 + 4 e —> I2

I2O4 —> 2 e + IO3- 

För att jämna ut elektronöverföringen tänker jag då att den nedre halvreaktionen borde multipliceras med 2 (och att åtminstone reaktanten då får koefficienten 2), men det blir inte rätt. Reaktanten ska t.ex. ha koefficienten 5, vilket då tyder på att jag gör något fel med oxidationstalen/elektronbalanseringen. Det är lite samma saker som jag är osäker på i den frågan som jag undrar över i de andra två frågorna (t.ex. om det är rätt att när oxidationstalet går från +4 till 0 (I2O4 —> I2), om det då är rätt att elektronöverföringen också är 4 eftersom förhållandet mellan I i reaktant och produkt är 2:2=1:1, även om det är 2 atomer i varje så att säga).