Balancing redox reaction by ion electron method (basic medium)

Redox reaction

source : Socratic

Balancing redox reaction by ion electron method (basic medium)-

Ex.1-

I₂ + OH^–    ———–> I^–   + IO₃^–  + H₂O

I₂  ————–> 2I^–  (Reduction)

I₂    ————> 2 IO₃^–  ( Oxidation )

To balance reduction half reaction-

I₂  + 2e^–  ———->  2I^–              ——eq.1

To balance oxidation half reaction –

To balance oxygen,

I₂  + 12OH^–    ———-> 2 IO₃ ^–

To balance hydrogen ,

I₂  + 12OH^–  ———> 2IO₃^– +  6 H₂O

To balance charge ,

I₂  + 12 OH^–   ———-> 2 IO₃^–  + 6 H₂O + 10 e^–          ——-eq (2)

Multiply eq(1) by 5 & add both the equations-

5I₂ + 10 e^–  ———->    10 I^–

6 I₂ + 12 OH^–  ———-> 10 I^– + 2IO₃^–  + 6 H₂O    

                                           ( Balanced equation)

Ex 2-

Cl₂ + IO₃^– + OH^–  ———-> IO4^– + Cl^–  +H₂O

Oxidation no. of Cl in Cl₂ is zero but  Oxidation no. of Cl^– is -1.

Cl₂  ———> Cl^–         (  Reduction )

IO₃^–  ——–> IO₄^–      (oxidation)

Oxidation no. of I  in IO₃^– is  +5  but  Oxidation no. of  I in IO₄^– is +7.

Balance reduction half reaction,

Cl₂ +2 e^–  ———>2 Cl^–    ——-(i)

Balance oxidation half reaction,

IO₃^–  ——–> IO₄^–

To balance oxygen, 2 OH^– are added to LHS,

IO₃^–   + 2 OH^–   ——–> IO₄^–

To balance hydrogen ,  H₂O are added to RHS,

IO₃^–   + 2 OH^–   ——–> IO₄^–  + H₂O

To balance charge,

IO₃^–   + 2 OH^–   ——–> IO₄^–  + H₂O +2e^–   ——-(2)

Now add eq. (1) & (2)-

Cl₂ + IO₃^–   + 2 OH^–   ——–> 2Cl^–  +  IO₄^–  +H₂O

                                                                        (Balanced equation )

Ex 3-

MnO₄^– +SnO₂^– +H₂O ———> MnO₂ + SnO₃^—  +OH^–

MnO₄^–  ——> MnO₂     (Reduction)

Oxidation no. of Mn  in MnO₄^– is  +7  but Oxidation no. of  Mn in MnO₂ is +4.

SnO₂^–  ———-> SnO₃^—      (oxidation)

Oxidation no. of Sn in SnO₂^– is  +3  but  Oxidation no. of  Sn in SnO₃^—  is +4.

To balance reduction half reaction-

MnO₄^–  ——> MnO₂ +  4OH^–

MnO₄^–   + 2H₂O ——> MnO₂ +4OH^–

MnO₄^–   + 2H₂O  +3e^–   ——>  MnO₂ +4OH^–     ———(1)

To balance oxidation half reaction-

SnO₂^–  +   2OH^–   ———-> SnO₃^2-

SnO₂^–  +   2OH^–   ———-> SnO₃^2-  + H₂O

SnO₂^–  +   2OH^–   ———-> SnO₃^2-  + H₂O +e^–      ——–(2)

Multiply eq (2) by 3 & add both equations,

3 SnO₂^–  +   6OH^–   ———-> 3 SnO₃^2-  + 3H₂O + 3e^–

MnO₄^–  + 3SnO₂^–  + 2OH^–  ——-> MnO₂ + 3SnO₃^2- + H₂O

                                                                       (Balanced equation)

Ex 4-

Zn + NO₃^– +OH^–  ——–> ZnO₂^2-  + NH₃ +H₂O

Zn     ———> ZnO₂^2-  (0xidation )

Oxidation no. of Zn in free state  is zero  but Oxidation no. of  Zn in ZnO₂^2-  is +2.

NO₃^–  ——–> NH₃    (Reduction )

Oxidation no. of N  in NO₃^– is  +5  but  Oxidation no. of  N in NH₃  is -3 .

To balance oxidation half rxn.-

Zn  + 4OH^–   ———> ZnO₂^2-

Zn  + 4OH^–   ———> ZnO₂^2-  + 2H₂O

Zn  + 4OH^–   ———> ZnO₂^2-  + 2H₂O  + 2e^–       ——-(1)

To balance reduction half rxn.-

NO₃^–   + 6H₂O ———> NH₃

NO₃^–   + 6H₂O ———> NH₃ + 9OH^–

NO₃^–   + 6H₂O  +8e^–  ———> NH₃ + 9OH^–      ——-(2)

Multiply eq (1) by 4 & add both equations,

4Zn  + 16OH^–   ———> 4ZnO₂^2-  + 8H₂O  + 8e^–

4Zn + NO₃^– + 7OH^–  ——–> 4ZnO₂^2-  + NH₃ + 4H₂O

                                                                   (Balanced equation)

Ex 5-

P + OH^–  ———-> H₂PO₂^– +PH₃

P ——-> H₂PO₂^–    (oxidation )

Oxidation no. of P in free state  is zero but Oxidation no. of  P in H₂PO₂^– is +1.

P  ———> PH₃       (Reduction)

Oxidation no. of P in free state  is zero but Oxidation no. of  P in PH₃ is -3.

To balance oxidation half rxn. –

P + 2OH^–   ——-> H₂PO₂^–

P + 2OH^–   ——-> H₂PO₂^– + e^–      ———(1)

To balance reduction half rxn. –

P  + 3H₂O ———> PH₃

P  + 3H₂O ———> PH₃ + 3OH^–

P  + 3H₂O +3e^–  ———> PH₃ + 3OH^–    ——–(2)

Multiply eq (1) by 3 & add both equations,

3P + 6OH^–   ——-> 3H₂PO₂^– + 3e^–

4P + 3OH^– +3H₂O  ———-> 3H₂PO₂^– +PH₃

                                                                (Balanced equation )

Ex 6-

SO₃^2- +MnO₄^– +OH^–   ———> SO₄^2- +MnO₄^2-

SO₃^2-  ——-> SO₄^2-        (oxidation)

Oxidation no. of S in SO₃^2- is  +4  but  Oxidation no. of  S in SO₄^2-  is +6.

MnO₄^–  ——> MnO4–     (Reduction)

Oxidation no. of Mn  in MnO₄^– is  +7  but Oxidation no. of  Mn in MnO4– is +6.

To balance reduction half reaction-

MnO₄^–    +e-   ——> MnO4–    ———(1)

To balance oxidation half reaction-

SO₃^2-  +   2OH^–   ———-> SO₄^2-

SO₃2-  +   2OH^–   ———-> SO₄^2-  + H₂O

SO₃2-  +   2OH^–   ———-> SO₄^2-  + H₂O + 2e^–      ——–(2)

Multiply eq (1) by 2 & add both equations,

2MnO₄^–    + 2e-   ——>  2 MnO₄^2-

2MnO₄^–  + SO₃^2-  + 2OH^–  ——-> 2MnO₄^2- + SO₄^2- + H₂O

                                                                       (Balanced equation)