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Chemistry 12 Electrochemistry II Name: Date: Block: 1. HalfReactions 2. Balancing Redox Reactions 3. Redox Titrations HalfReactions Consider the following reaction: Zn (s) + 2 Cu + (aq) 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. Halfreactions: an equation representing either an oxidation or a reduction including the number of electrons lost or gained. Oxidation: Zn Zn 2+ +2e Reduction: Cu + +e Cu Balancing HalfReactions 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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  • 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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