Redoxreaktion när det är samma atomslag som reduceras och oxideras

sund20 skrev:

Behöver 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. Vad ska man börja med vid en sådan här reaktion? 

Om jag börjar med att balansera I så får man:

3 I₂O₄ —> 2 I₂ + 2 IO₃^- 

Vad gör jag sen? Jag måste väl balansera elektronerna på något sätt? 

Antalet jod är inte samma på höger och vänster sida i ditt förslag. Det är 6 jod före reaktionen, men bara 4 efter.

Jodatomerna reduceras 4 steg vardera när det bildas jod. Jodatomerna oxideras ett steg vardera när det bildas IO₃^-. Det är två jod i varje I₂O₄, så det blir 8 steg för varje molekyl som reduceras, och 2 stegs oxidation för varje molekyl som oxideras. Det behövs alltså 4 I₂O₄ som oxideras och 1 som oxideras. Fortsätter du härifrån så ser du att det blir 5 stycken I₂O₄ som reagerar.