Oxidation Reduction Experiment

Slide1May 21   -  Chapter  17  textbook OXIDATION-REDUCTION May  21   -  Chapter  17  textbook OXIDATION-REDUCTION • Objective  :To  determine  O.N.  for  atoms  in elements  and  compounds. • Objective  :To  determine  O.N.  for  atoms  in elements  and  compounds. •   HW  :  Complete  worksheet.   STUDY PAGE  606-607  from  textbook •   HW  :  Complete  worksheet.   STUDY PAGE  606-607  from  textbook

Slide2DO NOWOBSERVATION SKILLS! • In your notebook record  the experiment in words and then describe the experiment like a chemist (with a CHEMICAL REACTION! )

Slide3•Indicate the metal and the non metal • How metals react? • How non metals react? • Review : draw the dot diagram for each element, and for the compound formed • How many electrons and protons in each reactant? • How many electrons and protons in each element in the product?

Slide4REDOX REACTIONS  (electron transfer  reactions) REDOX  REACTIONS  (electron transfer  reactions) • Whenever  an  atom  loses  an  electron another  atom  has  to  gain  one.  Both reactions  are  simultaneous. • Whenever  an  atom  loses  an  electron another  atom  has  to  gain  one.  Both reactions  are  simultaneous. Mg   +   O 2        MgO Mg   +   O 2        MgO Magnesium  lost  2  electrons  because  oxygen took  them.  The  metal   LOST  electrons,  the NON  METAL  GAINED  electrons Magnesium  lost  2  electrons  because  oxygen took  them.  The  metal   LOST  electrons,  the NON  METAL  GAINED  electrons

Slide5What happens to a car whenthe paint chips off?

Slide6LEO         GER LEO          GER    L osing    L osing    E lectrons  is    E lectrons  is    O xidation.    O xidation. G aining G aining E lectrons  is E lectrons  is R eduction R eduction

Slide7OIL RIG OIL  RIG • O xidation • O xidation •   I s •   I s •   L oss. •   L oss. • R eduction • R eduction • I s • I s    G ain.    G ain.

Slide8REDOX REACTIONS• REDuction – OXidation reactions • Electrons are transferred from the element that is being oxidized to the one that is being reduced.

Slide9Oxidation Number  (O.N.) Oxidation  Number  (O.N.) • Chemist  use  the  O.N.  to  determine  how many  electrons  are  either  gained  or  lost  by an  atom  or  ion  in  a  chemical  reaction. • Chemist  use  the  O.N.  to  determine  how many  electrons  are  either  gained  or  lost  by an  atom  or  ion  in  a  chemical  reaction. •   O.N.  is  the  charge  or  partial  charge  of  an atom  in  a  compound  or  an  ion. •   O.N.  is  the  charge  or  partial  charge  of  an atom  in  a  compound  or  an  ion.

Slide10RULES FOR  ASSIGNING  O.N. RULES  FOR  ASSIGNING  O.N. 1.  For  all  uncombined  elements   O.N.  =  O (FREE  ELEMENTS) 1.  For  all  uncombined  elements   O.N.  =  O (FREE  ELEMENTS) 2.  For  monoatomic  ions  the  charge  equals  O.N. 2.  For  monoatomic  ions  the  charge  equals  O.N. 3.  Metals  of  group  1  in  compounds   O.N.=  +1. 3.  Metals  of  group  1  in  compounds   O.N.=  +1.       Metals  of  group  2  in  compounds  O.N.=  +2       Metals  of  group  2  in  compounds  O.N.=  +2

Slide114. Fluorine  in  compounds  is  always  –  1. 4.  Fluorine  in  compounds  is  always  –  1.      Other  halogens  -1  in  binary  compounds with  metals.      Other  halogens  -1  in  binary  compounds with  metals. 5.  Hydrogen  +  1  except  in  metal  hydrides (combined  with  metals  of  group  1  or  2) 5.  Hydrogen  +  1  except  in  metal  hydrides (combined  with  metals  of  group  1  or  2) 6.  Oxygen  is  -2  except  when  combined  with F  (is  =2)  or  in  peroxides  (-1). 6.  Oxygen  is  -2  except  when  combined  with F  (is  =2)  or  in  peroxides  (-1).

Slide12•7.  THE  SUM  OF  THE  OXIDATION NUMBERS  IN  ALL  COMPOUNDS  MUST BE  ZERO • 7.  THE  SUM  OF  THE  OXIDATION NUMBERS  IN  ALL  COMPOUNDS  MUST BE  ZERO • 8.  FOR  POLYATOMIC  IONS  THE  SUM OF  THE  O.N.  IS  EQUAL  TO  THE CHARGE  OF  THE  ION • 8.  FOR  POLYATOMIC  IONS  THE  SUM OF  THE  O.N.  IS  EQUAL  TO  THE CHARGE  OF  THE  ION

Slide13Group work• Get in your groups and practice what you just have learnt and complete handout. • Finish the rest for homework.

Slide14Answer to finding the Oxidationstate 1. +7 2. +5 3. +5 4. +7 5. +4 6. +6 7. +2 8. +3 9. +5 10. +3 11. +6 12.  0

Slide15ReviewFind the O.N. for each element • Cl 2 • K 2 S 2 O 3 • NO 3 - • PO 4 3- • CaCr 2 O 7 • KNO 2 • OF 2 • H 2 O 2 • KH

Slide16May 22 May  22 • Objective:  How  to  keep  track  of  electron transfers  in  chemical  reactions? • Objective:  How  to  keep  track  of  electron transfers  in  chemical  reactions? • HW:  finish  worksheet  and  read  page  604 to  605. • HW:  finish  worksheet  and  read  page  604 to  605. • Answer  question  1  from  page  611 • Answer  question  1  from  page  611

Slide17DO NOWOBSERVATION SKILLS! • In your notebook record  the experiment in words and then describe the experiment like a chemist (with a CHEMICAL REACTION! )

Slide18PRACTICE• HCl + Mg -> MgCl 2   + H 2 • Indicate the oxidation state of each element in the reaction. • READ HANDOUT “ANALYZING OXIDATION-REDUCTION REACTIONS”

Slide19VOCABULARY• SIMULTANEOUS = at the same time • OXIDATION = to lose electrons • REDUCTION = to gain electrons • OXIDATION NUMBER = charge or partial charge over an element.

Slide20To recognize  redox  reactions… To  recognize  redox  reactions… • Look  for  changes  in  the  oxidation  number or  the  atoms.  If  one  element  changed  the O.N.  then  for  SURE  is   redox  reaction. • Look  for  changes  in  the  oxidation  number or  the  atoms.  If  one  element  changed  the O.N.  then  for  SURE  is   redox  reaction. • All  single  replacement,  synthesis, decomposition  and  combustion  reactions are  REDOX. • All  single  replacement,  synthesis, decomposition  and  combustion  reactions are  REDOX. • Double  replacement  reactions  are  not redox. • Double  replacement  reactions  are  not redox.

Slide21PRACTICE – your turn!• Get in your group and work with the reactions in the handout. Determine the O.N. for each element and decide which element got oxidized and which got reduced (TIP ALWAYS IN THE REACTANTS SIDE!!!)

Slide22May 24• How to recognize oxidizing and reducing agents? • How to separate a redox reaction into half reactions?

Slide23AGENTS• They are always found in the reactants side.

Slide24REDUCING  AGENT• When a substance is oxidized it LOSES electrons.     Its   O.N.  increases.  It  is  being  oxidized  and is  making  the  other  substance  in  the reaction  reduced.  Then  the  one  that  gets oxidized  is  the  REDUCING  AGENT.     Its   O.N.  increases.  It  is  being  oxidized  and is  making  the  other  substance  in  the reaction  reduced.  Then  the  one  that  gets oxidized  is  the  REDUCING  AGENT. R.A.  gets  oxidized. R.A.  gets  oxidized. Its  O.N.  increases Its  O.N.  increases Active  metals  are  good  RA Active  metals  are  good  RA

Slide25OXIDIZING AGENTS• When a substance is reduced it GAINS electrons . • Its  O.N.  decreases.  It  is  being  reduced,  it  takes electrons  from  the  other  specie,  it  makes  the other  specie  to  get  oxidize. • Its  O.N.  decreases.  It  is  being  reduced,  it  takes electrons  from  the  other  specie,  it  makes  the other  specie  to  get  oxidize. • The  one  that  gets  reduced  is  the  OXIDIZING AGENT • The  one  that  gets  reduced  is  the  OXIDIZING AGENT • Oxidizing  Agent  :  Gets  reduced • Oxidizing  Agent  :  Gets  reduced •   Its  ON  decreases. •   Its  ON  decreases.

Slide26•2Mg   +   O 2        MgO • 2Mg   +   O 2        MgO • Mg: oxidation number changes from • 0 to +2 . It increased. • Mg gets oxidized. Is the reducing agent. • Oxygen: Oxidation number changes from 0 to -2 , it decreases is the Oxidizing agent.

Slide27•Half reactions • Hw p 164  q 32 to 36 • And finish worksheet #3

Slide28Half reactions Half  reactions • A  redox  reaction  can  always  be  broken down  as  2  half  reactions  that  show  the atom  or  ion  that  is  being  oxidized  and  the one  that  is  being  reduced. • A  redox  reaction  can  always  be  broken down  as  2  half  reactions  that  show  the atom  or  ion  that  is  being  oxidized  and  the one  that  is  being  reduced. • MASS  AND  CHARGE  has  to  be conserved  in  a  half  reaction • MASS  AND  CHARGE  has  to  be conserved  in  a  half  reaction • 1.  find  the  o.n.  of  each  element  in  the reaction.  Determine  which  is  being reduced  an  which  is  being  oxidized • 1.  find  the  o.n.  of  each  element  in  the reaction.  Determine  which  is  being reduced  an  which  is  being  oxidized

Slide29•2.  Balance  the  masses  first • 2.  Balance  the  masses  first • 3.  Complete  each  half  reaction  with electrons.(  LEO  GER) • 3.  Complete  each  half  reaction  with electrons.(  LEO  GER) • 4.  Verify  that  masses  and  charges  are balanced. • 4.  Verify  that  masses  and  charges  are balanced.

Slide30May 28 May  28 • Objetive:  Spontaneous  Redox  Reaction • Objetive:  Spontaneous  Redox  Reaction • To  use  table  J  to  predict  if  a  single replacement  reaction  will  occurr. • To  use  table  J  to  predict  if  a  single replacement  reaction  will  occurr.

Slide31Activity series Activity  series • Spontaneous  Reactions  :  happen without  external  help . • Spontaneous  Reactions  :  happen without  external  help .              CuSO 4  +  Zn     Zn  SO 4  +  Cu          CuSO 4  +  Zn     Zn  SO 4  +  Cu • In  a  single  replacement  reaction  the most  active  element  replaces  the  other element  from  a  compound.  (TABLE  J) • In  a  single  replacement  reaction  the most  active  element  replaces  the  other element  from  a  compound.  (TABLE  J)

Slide32Table J Table  J • The  metal  above  gets  oxidized  the  one below  will  get  reduced. • The  metal  above  gets  oxidized  the  one below  will  get  reduced. • For  non  metals  the  one  above  gets reduced  the  one  below  gets  oxidized. • For  non  metals  the  one  above  gets reduced  the  one  below  gets  oxidized.

Slide33•F 2  +  NaCl  • F 2  +  NaCl  • I 2  +  NaCl   • I 2  +  NaCl   • Cl 2   +  Na  I   • Cl 2   +  Na  I  

Slide34METALS IN  TABLE  J METALS  IN  TABLE  J • The  higher  the  metal  is  in  table  J,  the  most active  it  is,  the  more  tendency  to  became oxidized  (lose  electrons) • The  higher  the  metal  is  in  table  J,  the  most active  it  is,  the  more  tendency  to  became oxidized  (lose  electrons) • On  Top  of  table  J  best  reducing  agents • On  Top  of  table  J  best  reducing  agents • Towards  the  bottom  metals  tend  to  gain electrons  then  they  became  reduced  and are  good  reducing  agents • Towards  the  bottom  metals  tend  to  gain electrons  then  they  became  reduced  and are  good  reducing  agents

Slide35Non Metals Non  Metals • F 2  has  the  greatest  tendency  to  gain electrons  (  became  reduced)  is  the  BEST OXIDIZING  AGENT. • F 2  has  the  greatest  tendency  to  gain electrons  (  became  reduced)  is  the  BEST OXIDIZING  AGENT.

Slide36Predict if  the  reaction  will  occur Predict  if  the  reaction  will  occur • Ag  (NO 3 )  +  Cu   • Ag  (NO 3 )  +  Cu   • Zn +2  +  Co   • Zn +2  +  Co   • MgCl 2  +   Ni   • MgCl 2  +   Ni   • K  +   FeCl 3    • K  +   FeCl 3    • Li  +   Mg  2+  • Li  +   Mg  2+ 

Slide37May 29ELECTROCHEMISTRY • OBJECTIVE: To distinguish between electrochemical and electrolytic cells • To identify the different parts of a cell and explain their purpose.

Slide38Do now Do  now • What  SPONTANEOUS  reaction  would  occur  if we  have • What  SPONTANEOUS  reaction  would  occur  if we  have • Cu,  Cu 2+ ,  Zn  and  Zn 2+  together. • Cu,  Cu 2+ ,  Zn  and  Zn 2+  together. • Hint  USE  TABLE  J • Hint  USE  TABLE  J • Where  the  electrons  flow?  Which  loses  which gains? • Where  the  electrons  flow?  Which  loses  which gains?

Slide39ElectrochemistryVoltaic Cells In spontaneous oxidation-reduction (redox) reactions, electrons are transferred and energy is released.

Slide40IDEA!IDEA! • If  we  can  place  the  two  metals  in  two different  containers  and  connect   them with  a  wire  the  electrons  will  flow  from  the Zn  to  the  Cu  and  we  will  have  an  electric current  –  ELECTRICITY • If  we  can  place  the  two  metals  in  two different  containers  and  connect   them with  a  wire  the  electrons  will  flow  from  the Zn  to  the  Cu  and  we  will  have  an  electric current  –  ELECTRICITY • But  it  does  not  work  if  we  do  not  close  the circuit  –  USE  A  SALT  BRIDGE • But  it  does  not  work  if  we  do  not  close  the circuit  –  USE  A  SALT  BRIDGE

Slide41Voltaic Cells• A typical cell looks like this. • The oxidation occurs at the  anode . • The reduction occurs at the cathode .

Slide42ELECTRODES• Where the reduction or oxidation takes place. They are usually metals or they can be made of graphite. • RED CAT • REDuction at the cathode

Slide43ELECTROCHEMISTRYELECTROCHEMISTRY • *Anode:  where  the  oxidation  occurs. • *Anode:  where  the  oxidation  occurs. • *Cathode:  where  the  reduction  occurs. • *Cathode:  where  the  reduction  occurs. • Voltaic  or  galvanic  cell :   produce ELECTRICITY   from  an  spontaneous chemical  reaction. • Voltaic  or  galvanic  cell :   produce ELECTRICITY   from  an  spontaneous chemical  reaction.

Slide44•ELECTRON  FLOW.  FROM  THE  ONE THAT  GETS  OXIDIZED  TO  THE  ONE THAT  GETS  REDUCED. • ELECTRON  FLOW.  FROM  THE  ONE THAT  GETS  OXIDIZED  TO  THE  ONE THAT  GETS  REDUCED. • POLARITIES • POLARITIES • ANODE  –  NEGATIVE  source  of   electrons • ANODE  –  NEGATIVE  source  of   electrons • CATHODE-  POSITIVE • CATHODE-  POSITIVE

Slide45A typical voltaic cellCathode: the electrode at which reduction occurs   Anode: the electrode at which oxidation occurs RED CAT REDuction at the cathode Salt bridge: a tube containing strong electrolyte, a pathway to allow the ions to move from one side to another. PERMIT THE MIGRATION OF IONS

Slide46Problems1. A cell uses the reaction Mn + Ni 2+     Ni + Mn 2+  to produce electricity. a) Write the half-reaction that occurs at the anode. b) Write the half-reaction that occurs at the cathode. c) Which species in this cell loses electrons? d) As the cell produces electricity, which ion increases in concentration? Mn    Mn 2+  + 2e -  Ni 2+  + 2e -    Ni Mn Mn 2+

Slide471. Voltaic CellA type of electrochemical cell that converts chemical energy to electrical energy by a spontaneous redox reaction. In 1800, Volta built the voltaic pile and discovered the first practical method of generating electricity. Constructed of alternating discs of zinc and copper, with pieces of cardboard soaked in salt water b/w the metals, the voltaic pile produced electrical current.

Slide48 Electrochemical cell An apparatus that  uses  a redox reaction to produce electrical energy ( voltaic cell ) or uses electrical energy to cause a chemical reaction ( electrolytic cell ).

Slide49Electrolytic cell Electrolytic  cell • Uses  electricity  to   force  a  reaction  that  is not  spontaneous  to  occur. • Uses  electricity  to   force  a  reaction  that  is not  spontaneous  to  occur. • NOTICE  THAT  IN  ELECTROLYTIC CELLS  THERE  IS  A  BATTERY  OR  A POWER  SOURCE  PRESENT • NOTICE  THAT  IN  ELECTROLYTIC CELLS  THERE  IS  A  BATTERY  OR  A POWER  SOURCE  PRESENT • Electrolysis :  to  decompose  a substance  using  electricity • Electrolysis :  to  decompose  a substance  using  electricity

Slide51ElectroplatingElectroplating     Is  used  to  cover  an  object  with  metal  using electricity.     Is  used  to  cover  an  object  with  metal  using electricity. • THE  OBJECT  TO  BE  COVERED  GOES IN  THE  CATHODE • THE  OBJECT  TO  BE  COVERED  GOES IN  THE  CATHODE • POLARITIES   :  ANODE  –  POSITIVE • POLARITIES   :  ANODE  –  POSITIVE • CATHODE-  NEGATIVE   SOURCE  OF ELECTRONS  –  CONNECTED  TO NEGATIVE • CATHODE-  NEGATIVE   SOURCE  OF ELECTRONS  –  CONNECTED  TO NEGATIVE