Полуреакция

В химии полуреакция ) (или полуячеечная реакция представляет собой компонент реакции окисления или восстановления окислительно -восстановительной реакции. Половинную реакцию получают, рассматривая изменение степеней окисления отдельных веществ, участвующих в окислительно-восстановительной реакции.Часто концепция полуреакций используется для описания того, что происходит в электрохимическом элементе , например, в гальванической батарее. Полуреакции могут быть записаны для описания как металла, подвергающегося окислению (известного как анод ), так и металла, подвергающегося восстановлению (известного как катод ).

Полуреакции часто используются как метод балансировки окислительно-восстановительных реакций. Для окислительно-восстановительных реакций в кислых условиях после уравновешивания атомов и степеней окисления нужно будет прибавить ЧАС ⁺ ионы для уравновешивания ионов водорода в полуреакции. Для окислительно-восстановительных реакций в основных условиях после уравновешивания атомов и степеней окисления сначала рассматривают как кислый раствор, а затем добавляют ОЙ ⁻ ионы для баланса ЧАС ⁺ ионы в полуреакциях (что дало бы Н ₂ О ).

Пример: гальванический элемент Zn и Cu.

Рассмотрим гальванический элемент, показанный на изображении рядом: он состоит из куска цинка (Zn), погруженного в раствор сульфата цинка ( ZnSO ₄ ) и кусок меди (Cu), погруженный в раствор сульфата меди(II) ( CuSO ₄ ). Общая реакция такая:

{\ce {Zn_{(s)}{}+ CuSO4_{(aq)}-> ZnSO4_{(aq)}{}+ Cu_{(s)}}}

На аноде Zn происходит окисление (металл теряет электроны). Это представлено в следующей полуреакции окисления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне продуктов):

{\ce {Zn_{(s)}-> Zn^2+ + 2e-}}

На медном катоде происходит восстановление (принимаются электроны). Это представлено в следующей полуреакции восстановления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне реагентов):

{\ce {Cu^2+ + 2e- -> Cu_{(s)}}}

Пример: окисление магния

Эксперимент, демонстрирующий синтез основного оксида. Магниевая лента воспламеняется горелкой. При горении магния выделяется интенсивный свет и образуется оксид магния (MgO).

Рассмотрим пример горения магниевой ленты (Mg). При горении магний соединяется с кислородом ( O ₂ ) из воздуха с образованием оксида магния (MgO) по следующему уравнению:

{\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}-> 2MgO_{(s)}}}

Оксид магния – ионное соединение, содержащее мг ²⁺ и ТО ²⁻ ионы, тогда как Mg _(s) и O _2(g) являются элементами, не имеющими зарядов. Mg _(s) с нулевым зарядом получает заряд +2, идущий от стороны реагента к стороне продукта, а O _2(g) с нулевым зарядом приобретает заряд –2. Это потому, что когда Mg _(s) становится мг ²⁺, он теряет 2 электрона. Поскольку слева находится 2 Mg, в общей сложности 4 электрона теряются в результате следующей полуреакции окисления:

{\ce {2Mg_{(s)}-> 2Mg^2+ + 4e-}}

С другой стороны, O ₂ восстановился: степень его окисления переходит от 0 до -2. Таким образом, для O2 можно записать полуреакцию восстановления, поскольку он приобретает 4 электрона:

{\ce {O2_{(g)}{}+ 4e- -> 2O^2-}}

Общая реакция представляет собой сумму обеих полуреакций:

{\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}{}+ 4e- -> 2Mg^2+ + 2O^2- + 4e-}}

Когда протекает химическая реакция, особенно окислительно-восстановительная реакция, мы не видим электронов, как они появляются и исчезают в ходе реакции. Мы видим реагенты (исходный материал) и конечные продукты. Благодаря этому электроны, появляющиеся в обеих частях уравнения, сокращаются. После отмены уравнение переписывается в виде

{\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}-> 2Mg^2+ + 2O^2-}}

Два иона, положительные ( мг ²⁺) и отрицательный ( ТО ²⁻) присутствуют на стороне продукта и сразу же объединяются с образованием сложного оксида магния (MgO) из-за противоположных зарядов (электростатическое притяжение). В любой окислительно-восстановительной реакции есть две полуреакции: полуреакция окисления и полуреакция восстановления. Сумма этих двух полуреакций представляет собой реакцию окисления-восстановления.

Метод балансировки полуреакции

Рассмотрим реакцию ниже:

{\ce {Cl2 + 2Fe^2+ -> 2Cl- + 2Fe^3+}}

Два задействованных элемента, железо и хлор , меняют степень окисления; железо от +2 до +3, хлор от 0 до −1. Тогда фактически происходят две полуреакции . Эти изменения можно представить в формулах, вставив соответствующие электроны в каждую полуреакцию :

{\begin{aligned}&{\ce {Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}}\\&{\ce {Cl2 + 2e- -> 2Cl-}}\end{aligned}}

Учитывая две половинные реакции, можно, зная соответствующие электродные потенциалы, таким же образом прийти к полной (исходной) реакции. Разложение реакции на полуреакции является ключом к пониманию множества химических процессов. Например, в приведенной выше реакции можно показать, что это окислительно-восстановительная реакция , в которой Fe окисляется, а Cl восстанавливается. Обратите внимание на перенос электронов от Fe к Cl. Разложение также является способом упростить балансировку химического уравнения . Химик может балансировать атомы и балансировать заряды по одной части уравнения за раз.

Например:

Фе ²⁺ → Фе ³⁺ + и ⁻ становится 2Fe ²⁺ → 2Fe ³⁺ + 2е ⁻
добавляется в Cl2 _2е + ⁻ → 2Cl ⁻
и, наконец, становится Cl ₂ + 2Fe ²⁺ → 2Cl ⁻ + 2Fe ³⁺

Также возможно, а иногда и необходимо рассматривать полуреакцию как в основных, так и в кислых условиях, поскольку может присутствовать кислый или основной электролит в окислительно-восстановительной реакции . Из-за этого электролита может быть сложнее обеспечить баланс как атомов, так и зарядов. Это делается добавлением Н ₂ О, ОН ⁻, и ⁻и/или ЧАС ⁺ по обе стороны реакции, пока атомы и заряды не уравновесятся.

Рассмотрим полуреакцию ниже:

{\ce {PbO2 -> PbO}}

ОЙ ⁻, H ₂ O и и ⁻ может быть использован для балансировки зарядов и атомов в основных условиях, если предполагается, что реакция идет в воде.

{\ce {2e- + H2O + PbO2 -> PbO + 2OH-}}

Снова рассмотрим полуреакцию ниже:

{\ce {PbO2 -> PbO}}

ЧАС ⁺, H ₂ O и и ⁻ может быть использован для балансировки зарядов и атомов в кислых условиях, если предполагается, что реакция идет в воде.

{\ce {2e- + 2H+ + PbO2 -> PbO + H2O}}

Обратите внимание, что обе стороны сбалансированы как по заряду, так и по атомам.

Часто бывает и то, и другое. ЧАС ⁺ и ОЙ ⁻ присутствует в кислой и основной среде, но в результате реакции двух ионов образуется вода, H ₂ O (показано ниже):

{\ce {H+ + OH- -> H2O}}

См. также

Ссылки