Stora Skol & Kunskapstråden - för de lata

När man talar om primära, sekundära och tertiära aminer menar man väl hur antalet kolatomer som binder vill kvävemolekylen?

Behöver hjälp med att balansera denna reaktion Fe3+ + O2(aq) --> Fe(OH)3. Detta sker i en vattenlösning. (Varken sur eller basisk av vad jag förstår det som, Man kan väl då inte addera H+ hursomhelst?)

Dessutom hur man balanserar NH4+ + O2 -----> NO2- (nitrit)

Tack på förhand!

Fe3+ +3 H2O ger Fe(Oh)3 + 3H+ men järnet är fortfarande trevärt så det har inte skett någon redox. Kan du precisera frågan lite?

Oj skrev fel, järnet i VL ska vara 2+,

1. Cl2 + hv --> cl * + cl *
2. CH4 + Cl * --> CH3 * + HCl [<--- här bildar du HCl]
3. CH3 * + Cl2 --> CH3Cl + cl * [<--- Här visar du hur CH3Cl bildas]

Efter du skapat radikalerna med hv går det hela mycket snabbt. Steg 2 och 3 sker i princip samtidigt, men man gör det i två olika steg för att påvisa vilka reaktioner som sker. Är det där du fastnat kanske?


(Hittade denna med, kanske värt en titt: http://www.masterorganicchemistry.com/2013/09/06/initiation-propagation-termination/ )

Bäst är att du följer dessa steg nedan och sen så kollar du facit, blir det inte rätt så får du säga hur du tänker så får du hjälp här. Det är det absolut bästa för att lära sig redoxreaktioner eftersom man kommer komma till en punkt då man måste prestera utifrån ett given fråga på exempelvis ett prov och då måste denna systematiken ligga. Gör den det och en gnutta tillsyn till det givna systemet så går det som en dans:

1. Skriv ned den obalanserade reaktionsformeln samt OT för alla ingående atomslag.
2. Identifiera oxidationen och reduktionen och skriv av formeln igen. Denna gång bortser du dock från allt som inte ändrar OT (oftast H+, OH–, H2O och eventuella åskådarjoner).
3. Notera hur många ”steg” som oxidationstalet förändras i reduktionen och oxidationen.
4. Justera koefficienterna i reaktionsformeln så att den totala minskningen i oxidationstal vid reduktionen är lika med den totala ökningen av oxidationstal vid oxidationen (elektroner kan ju inte bildas eller försvinna!).
5. Se till så att alla atomslag utom O och H är balanserade (behövs bara ibland).
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.
7. Balansera syre med hjälp av H2O
8. Lägg till eventuella åskådarjoner.
9. Kontrollera att du har lika mycket H till höger som till vänster.

Du har dessutom vattnets autoprotolys i lösningen. Så följ stegen ovan och blir det galet ändå så skrik till

Det är inte rost (FeOOH) som du ska bilda?

Tack för du tog dit tid att svara!

Jag brukar i allmänhet inte ha problem med redoxreaktioner när det oxiderande ämnet och reducerande ämnet blir två olika produkter. Nu blir det reducerande och oxiderande ämnet samma produkt, vilket strular till det för min del.

Hursomhelst så har jag försökt göra så här:

Fe2 + O2 -------> Fe(OH)3

Fe2+ oxideras till Fe3+ = Förlorar en elektron
O2 reduceras (0 till -2) = Får två elektroner¨

Sen är jag osäker på vad jag ska göra, för totalt får väl Fe(OH)3 3*2 elektroner och då kan jag väl inte multiciplera Fe2 och Fe(OH)3 med 6?


I vanliga fall brukar jag dela upp det i en redoxreaktion och en oxidationsreaktion, men det verkar krångligare i detta fall?

Du har helt korrekt identifierat vilka två ämnen som ingår i redoxen. Nu måste du bara lösa fjärde punkten på pyros lista. Hur många elektroner behöver varje syremolekyl?

Varje syreatom i Fe(OH)3 behöver 2 elektroner, dvs 6 totalt, eller missförstår jag dig nu?,

Vi tittar fortfarande på de enskilda reaktionerna och inte på slutprodukten ännu.

Det är O2 som ska reduceras från 0 till -2 med hjälp av elektroner från när Fe2+ går till Fe3+

Fastnat på en trivial grej, beräkning av molmassa.
Ex; beräkna molmassan för 4H20.
Är svaret: 20.1588 g/mol
eller 4*20.1588 g/mol?