Nøkkelforskjellen mellom ionelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden er at i ionelektronmetoden er reaksjonen balansert avhengig av ladningen til ioner, mens reaksjonen i oksidasjonstallmetoden er balansert avhengig av endringen i oksidasjonstall for oksidanter og reduksjonsmidler.
Både ioneelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden er viktige for å balansere kjemiske ligninger. En balansert kjemisk ligning er gitt for en bestemt kjemisk reaksjon, og den hjelper oss å bestemme hvor mye av reaktanten som reagerte for å gi en bestemt mengde av produktet, eller mengden reaktanter som kreves for å oppnå en ønsket mengde av produktet.
Hva er Ion Electron Method?
Ioneelektronmetoden er en analytisk teknikk vi kan bruke for å bestemme det støkiometriske forholdet mellom reaktanter og produkter, ved hjelp av ioniske halvreaksjoner. Gitt den kjemiske ligningen for en bestemt kjemisk reaksjon, kan vi bestemme de to halvreaksjonene til den kjemiske reaksjonen og balansere antall elektroner og ioner i hver halvreaksjon for å få fullstendig balanserte ligninger.
Figur 01: Kjemiske reaksjoner
La oss se på et eksempel for å forstå denne metoden.
Reaksjonen mellom permanganation og jernholdig ion er som følger:
MnO4– + Fe2+ ⟶ Mn2 + + Fe3+ + 4H2O
De to halvreaksjonene er omdannelsen av permanganation til mangan(II)-ion og jern-ion til jern-ion. Ioneformene til disse to halvreaksjonene er som følger:
MnO4– ⟶ Mn2+
Fe2+ ⟶ Fe3+
Deretter må vi balansere antall oksygenatomer i hver halvreaksjon. I halvreaksjonen hvor jernholdig omdannes til jern-ion, er det ingen oksygenatomer. Derfor må vi balansere oksygenet i den andre halvreaksjonen.
MnO4– ⟶ Mn2+ + 4O2 -
Disse fire oksygenatomene kommer fra vannmolekylet (ikke molekylært oksygen fordi det ikke er gassproduksjon i denne reaksjonen). Da er den riktige halvreaksjonen:
MnO4– ⟶ Mn2+ + 4H2 O
I ligningen ovenfor er det ingen hydrogenatomer på venstre side, men det er åtte hydrogenatomer på høyre side, så vi må legge til åtte hydrogenatomer (i form av hydrogenioner) til venstre side.
MnO4– + 8H+ ⟶ Mn2+ + 4H2O
I ligningen ovenfor er ikke den ioniske ladningen til venstre side lik høyre side. Derfor kan vi legge til elektroner til en av de to sidene for å balansere ioneladningen. Ladningen i venstre side er +7 og på høyre side er den +2. Her må vi legge til fem elektroner på venstre side. Da er halvreaksjonen
MnO4– + 8H+ + 5e– ⟶ Mn2+ + 4H2O
Når halvreaksjonen av jernholdig omdanning til jernion balanseres, konverteres den ioniske ladningen fra +2 til +3; her må vi legge til ett elektron på høyre side som følger for å balansere ioneladningen.
Fe2+ ⟶ Fe3+ + e–
Deretter kan vi legge sammen to ligninger ved å balansere antall elektroner. Vi må multiplisere halvreaksjonen med omdannelsen av jern til jern med 5 for å få fem elektroner og deretter ved å legge til denne modifiserte halvreaksjonsligningen til halvreaksjonen med omdannelsen av permanganat til mangan(II)-ion, de fem elektroner på hver side kansellerer ut. Følgende reaksjon er resultatet av denne tilsetningen.
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ + 5e– ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe 3+ + 5e–
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Hva er oksidasjonsnummermetoden?
Oksidasjonstallmetode er en analytisk teknikk vi kan bruke for å bestemme det støkiometriske forholdet mellom reaktanter og produkter, ved å bruke endringen i oksidasjonen av kjemiske elementer når reaksjonen går fra reaktanter til produkter. I en redoksreaksjon er det to halvreaksjoner: oksidasjonsreaksjon og reduksjonsreaksjon. For samme eksempel som ovenfor, reaksjonen mellom permanganat og jernholdige ioner, er oksidasjonsreaksjonen omdannelsen av jernholdig til jernion mens reduksjonsreaksjon er omdannelsen av permanganation til mangan(II) ion.
Oxidation: Fe2+ ⟶ Fe3+
Reduksjon: MnO4– ⟶ Mn2+
Når vi balanserer denne typen reaksjoner, må vi først bestemme endringen i oksidasjonstilstander til kjemiske elementer. I oksidasjonsreaksjonen omdannes +2 jern(II)ion til +3 jern(III)ion. I reduksjonsreaksjonen omdannes +7 av mangan til +2. Derfor kan vi balansere oksidasjonstilstandene til disse ved å multiplisere halvreaksjonen med graden av økning/reduksjon av oksidasjonstilstand i den andre halvreaksjonen. I eksemplet ovenfor er endring i oksidasjonstilstand for oksidasjonsreaksjon 1 og endring i oksidasjonstilstand for reduksjonsreaksjon er 5. Deretter må vi multiplisere oksidasjonsreaksjonen med 5 og reduksjonsreaksjonen med 1.
5Fe2+ ⟶ 5Fe3+
MnO4– ⟶ Mn2+
Deretter kan vi legge til disse to halvreaksjonene for å få den fullstendige reaksjonen, og deretter kan vi balansere de andre elementene (oksygenatomer) ved å bruke vannmolekyler og hydrogenioner for å balansere ionladningen på begge sider.
MnO4– + 8H+ + 5Fe2+ ⟶ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Hva er forskjellen mellom ionelektronmetode og oksidasjonsnummermetode?
Ioneelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden er viktige for å balansere kjemiske ligninger. Den viktigste forskjellen mellom ioneelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden er at i ionelektronmetoden er reaksjonen balansert avhengig av ladningen av ioner, mens reaksjonen i oksidasjonstallmetoden er balansert avhengig av endringen i oksidasjonstall av oksidanter og reduksjonsmidler.
Infografikken nedenfor oppsummerer forskjellen mellom ioneelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden.
Sammendrag – Ione-elektronmetode vs oksidasjonsnummermetode
Nøkkelforskjellen mellom ioneelektronmetoden og oksidasjonstallmetoden er at i ionelektronmetoden er reaksjonen balansert avhengig av ladningen til ioner, mens reaksjonen i oksidasjonstallmetoden er balansert avhengig av endringen i oksidasjon antall oksidanter og reduksjonsmidler.
