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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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