4.2 Balansering av reaksjonslikninger

Kjemiens regnskap må stemme

Tenk på en kjemisk likning som et regnskap. Antoine Lavoisier oppdaget at masse verken kan skapes eller ødelegges i en kjemisk reaksjon -- dette er massens bevaringslov. Konsekvensen er ufravikelig: antall atomer av hvert grunnstoff må være nøyaktig likt på begge sider av reaksjonspila. Hvert atom som går inn, må komme ut igjen.

La oss se hva dette betyr. Likningen $\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ ser uskyldig ut, men teller vi atomene, har venstre side 2 H og 2 O, mens høyre side bare har 2 H og 1 O. Regnskapet stemmer ikke! Setter vi koeffisienter foran, $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$, får vi 4 H og 2 O på begge sider. Nå balanserer det.

Her er to gylne regler. For det første: du må aldri endre subscriptene -- de små tallene nede til høyre i formlene -- for det ville forandre selve stoffet ($\text{H}_2\text{O}$ er vann, men $\text{H}_2\text{O}_2$ er hydrogenperoksid!). For det andre: du balanserer kun ved å sette koeffisienter foran formlene, og du bruker minste mulige hele tall.

Prøving, feiling og system

De enkleste likningene balanserer vi ved prøving og feiling. Ta forbrenning av metan: $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$. Vi teller: venstre har 1 C, 4 H, 2 O; høyre har 1 C, 2 H, 3 O. Vi balanserer hydrogen først ved å sette 2 foran vann: $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$. Nå har høyre side 4 H og 4 O. Til slutt balanserer vi oksygen ved å sette 2 foran $\text{O}_2$: $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$. Sjekk: 1 C, 4 H, 4 O på begge sider. Ferdig.

For mer kompliserte likninger lønner det seg å være systematisk: lag en tabell over grunnstoffene, tell på begge sider, balanser ett grunnstoff om gangen, start med det som bare finnes ett sted på hver side, og ta oksygen og hydrogen til slutt ved forbrenning.

La oss prøve etanol: $\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$. Karbon først -- 2 C i etanol, så vi setter 2 foran $\text{CO}_2$. Hydrogen -- 6 H i etanol, så 3 foran vann. Nå teller vi oksygen på høyre side: $2 \times 2 + 3 \times 1 = 7$. På venstre har etanol allerede 1 oksygen, så vi trenger $\text{O}_2$ til å gi resten: $1 + 2x = 7$ gir $x = 3$. Den ferdig balanserte likningen blir $\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\text{O}_2 \rightarrow 2\text{CO}_2 + 3\text{H}_2\text{O}$. Skulle du få brøker underveis, multipliserer du bare hele likningen med fellesnevneren.

Ioniske likninger og tilskuerne

Mange reaksjoner skjer i løsning, der saltene er splittet opp i frie ioner. Slike reaksjoner kan vi skrive på tre nivåer. Den molekylære likningen viser alle stoffer som hele formler: $\text{AgNO}_3(aq) + \text{NaCl}(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s) + \text{NaNO}_3(aq)$. Den totale ioniske likningen splitter alle løselige salter opp i ioner: $\text{Ag}^+(aq) + \text{NO}_3^-(aq) + \text{Na}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s) + \text{Na}^+(aq) + \text{NO}_3^-(aq)$.

Legg merke til at noen ioner -- her $\text{Na}^+$ og $\text{NO}_3^-$ -- står uendret på begge sider. De deltar ikke i selve reaksjonen, og vi kaller dem tilskuerioner. Fjerner vi dem, sitter vi igjen med den netto ioniske likningen, som viser bare det som faktisk skjer: $\text{Ag}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{AgCl}(s)$.

Reglene for hva som splittes opp er greie: sterke syrer og baser skrives som ioner, løselige salter skrives som ioner, men uløselige stoffer skrives som hele formler (som $\text{AgCl}(s)$), og vann skrives alltid som $\text{H}_2\text{O}$. La oss prøve $\text{Pb(NO}_3)_2(aq) + 2\text{KI}(aq) \rightarrow \text{PbI}_2(s) + 2\text{KNO}_3(aq)$. Den totale ioniske likningen splitter alt løselig: $\text{Pb}^{2+} + 2\text{NO}_3^- + 2\text{K}^+ + 2\text{I}^- \rightarrow \text{PbI}_2(s) + 2\text{K}^+ + 2\text{NO}_3^-$. Her er $\text{K}^+$ og $\text{NO}_3^-$ tilskuerioner, og netto ionisk likning blir $\text{Pb}^{2+}(aq) + 2\text{I}^-(aq) \rightarrow \text{PbI}_2(s)$.

Halvreaksjoner for redoks

Noen redoksreaksjoner er for innfløkte til å balanseres ved gjetting. Da bruker vi halvreaksjonsmetoden, der vi splitter reaksjonen i to deler -- en oksidasjon og en reduksjon -- og balanserer hver for seg. Oppskriften går slik: balanser alt unntatt O og H, balanser O ved å legge til $\text{H}_2\text{O}$, balanser H ved å legge til $\text{H}^+$, balanser ladningen ved å legge til elektroner, multipliser de to halvreaksjonene så elektronene blir like mange, og legg dem til slutt sammen.

La oss balansere $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}$ i surt miljø. Reduksjonshalvdelen er $\text{MnO}_4^- \rightarrow \text{Mn}^{2+}$. Vi balanserer oksygen med fire vannmolekyler og hydrogen med åtte $\text{H}^+$: $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$. Ladningsbalansen krever 5 elektroner: $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$. Oksidasjonshalvdelen er enkel: $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$.

For at elektronene skal gå opp, ganger vi jern-halvdelen med 5. Når vi adderer, får vi den balanserte likningen $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}$. Skal en redoksreaksjon balanseres i basisk miljø, balanserer du den først i surt miljø og legger så til $\text{OH}^-$ på begge sider for å nøytralisere alle $\text{H}^+$ til vann.

Oppsummering

Balansering bygger på massens bevaringslov: antall atomer av hvert grunnstoff må være likt på begge sider. Vi balanserer bare med koeffisienter foran formlene -- aldri ved å endre subscriptene. Enkle likninger løses ved prøving og feiling (gjerne hydrogen og oksygen til slutt ved forbrenning), mens kompliserte løses systematisk med en atomtabell.

I løsning skriver vi ioniske likninger der løselige salter og sterke syrer/baser splittes i ioner, mens uløselige stoffer og vann står som hele formler. Tilskuerioner står uendret på begge sider, og fjerner vi dem, får vi den netto ioniske likningen som viser kun det som reagerer. For redoks bruker vi halvreaksjonsmetoden: del i oksidasjon og reduksjon, balanser atomer (O med $\text{H}_2\text{O}$, H med $\text{H}^+$) og ladning (med elektroner), multipliser for lik elektronmengde, og adder. I basisk miljø balanserer vi først i surt miljø og nøytraliserer $\text{H}^+$ med $\text{OH}^-$.