chemistry*12* name:* electrochemistry*ii date:* block:* … · 2018. 8. 29. · chemistry*12*...
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Chemistry 12 Electrochemistry II
Name: Date: Block:
1. Half-‐Reactions 2. Balancing Redox Reactions 3. Redox Titrations
Half-‐Reactions Consider the following reaction:
Zn (s) + 2 Cu+ (aq) à Zn 2+ (aq) + 2 Cu (s)
• Notice that 2 Cu+ ions are reduced for every 1 Zn atom oxidized. • It is possible to separate out the reduction and oxidation portions of a redox reaction. • Half-‐reactions: an equation representing either an oxidation or a reduction including the
number of electrons lost or gained.
Oxidation: Zn à Zn 2+ + 2 e-‐ Reduction: Cu+ + e-‐ à Cu
Balancing Half-‐Reactions Steps:
1.
2.
3.
4.
• Most reactions occur in acidic conditions. However, if it is stated that the reaction takes place in basic conditions…
5.
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Practice: Balance the following half-‐reaction occurring under acidic conditions. Also state whether this is an oxidation or a reduction:
1. ClO4-‐ à Cl2
• Balance the major atoms:
• Balance the O’s:
• Balance the H’s:
• Balance the charge:
2. Sm à Sm3+
3. NO3-‐ à NH4+
4. S2O3 2-‐ à SO4 2-‐
Balance the following half-‐reaction occurring under basic conditions. Also state whether this is an oxidation or a reduction:
1. I2 à IO4-‐
• Balance the major atoms:
• Balance the O’s:
• Balance the H’s:
• Balance the charge:
• Add OH-‐ to both sides to neutralize H+:
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2. IO4-‐ à IO3-‐
3. BrO3-‐ à Br2
Hebden Workbook Pg. 203 #19
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Balancing Redox Reactions: Method 1 – using Half Reactions
Rules:
1.
2.
3.
4.
5.
Practice:
IO3-‐ + HSO3-‐ à SO4 2-‐ + I2
• Separate into two half reactions. (Look for common atoms to help you.)
• Balance each half reaction. (There must be an electron gain in one side and loss on the other!)
• Balance the electron loss and gain.
• Add the balanced half-‐reactions together, cancelling where appropriate.
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H3AsO4 + Zn à AsH3 + Zn 2+ C2H5OH + NO3-‐ à CH3COOH + N2O4 (under basic conditions)
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A disproportionation reaction is a redox reaction in which the same species is both reduced and oxidized. Ex. ClO2-‐ à ClO3-‐ + Cl-‐
• Since there is only one reactant, the reactant must be involved in both the reduction reaction and the oxidation reaction.
• Therefore… ClO2-‐ à ClO3-‐ ClO2-‐ à Cl-‐
Hebden Workbook: Pg. 207 # 24 (a-‐l)
Balancing Redox Reactions: Method 2 – Using Oxidation Numbers
Rules:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
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-
Example:
MnO4-‐ + NO2 à NO3-‐ + Mn2+
P4 à HPO4 2-‐ + PH3
Hebden Worbook Pg. 210 #25 (h-‐n)
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Redox Titrations An acid is titrated with a base. Similarly, an oxidizing agent is titrated with a reducing agent (and vice versa).
• The indicator is itself a reducing agent with a different colour in its oxidized form. • Ex: Permanganate, MnO4-‐ is purple in solution and Mn2+ is colourless.
Practice: To titrate a 15.0 mL solution of Fe2+ to the equivalence point, 16.7 mL of 0.0152 M MnO4-‐ in acidic solution was needed. What was the [Fe2+]?
• Balance the half reactions and write the balanced net ionic equations: Fe 2+ à Fe3+
MnO4-‐ à Mn2+
• Calculate the moles of MnO4-‐ reacted.
• Calculate the moles of Fe2+ reacted.
• Calculate the [Fe2+] in the original sample
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An amount of 15.0 mL of 0.0200 M Cr2O7 2-‐ solution was required to titrate 20. mL of acidified FeCl2. • The redox equation for this titration is: Cr2O7 2-‐ + Fe 2+ à Cr3+ + Fe3+ a) What are the spectator ions?
b) What is the balanced redox equation?
c) What was the [FeCl2]? Hebden Workbook: Pg 213 #26-‐31
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