Полуреакция

Компонент окислительно-восстановительной реакции

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 необходимо будет добавить ионы Н ⁺ , чтобы уравновесить ионы водорода в полуреакции. Для окислительно-восстановительных реакций в основных условиях после уравновешивания атомов и степеней окисления сначала рассматривайте его как кислый раствор, а затем добавляйте ионы OH ^- , чтобы уравновесить ионы H ⁺ в полуреакциях (что дало бы H ₂ O ).

Пример: гальванический элемент Zn и Cu.

Гальванический элемент

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

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

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

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

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

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

Пример: окисление магния

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

Фотография горящей магниевой ленты с очень короткой выдержкой для получения деталей окисления.

Рассмотрим пример горения магниевой ленты (Mg). Когда магний горит, он соединяется с кислородом ( O ₂ ) из воздуха, образуя оксид магния (MgO) согласно следующему уравнению:

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

Оксид магния представляет собой ионное соединение, содержащее ионы Mg ²⁺ и O ^2- , тогда как Mg _(s) и O _2(g) являются элементами без заряда. Mg _(s) с нулевым зарядом получает заряд +2 при переходе от стороны реагента к стороне продукта, а O2 ( _g) с нулевым зарядом получает заряд –2. Это происходит потому, что когда Mg _(s) становится Mg2 ⁺ , он теряет 2 электрона. Поскольку слева находится 2 Mg, в общей сложности 4 электрона теряются в результате следующей полуреакции окисления:

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

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

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

Общая реакция представляет собой сумму обеих полуреакций:

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

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

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

Два иона, положительный ( Mg ²⁺ ) и отрицательный ( O ²⁻ ), существуют на стороне продукта и сразу же объединяются, образуя сложный оксид магния (MgO) благодаря своим противоположным зарядам (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:

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

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 в каждую полуреакцию соответствующие электроны :

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

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:

• Fe ²⁺ → Fe ³⁺ + e ⁻ становится 2Fe ²⁺ → 2Fe ³⁺ + 2e ⁻
• присоединяется к Cl ₂ + 2e ⁻ → 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 в окислительно- восстановительной реакции может присутствовать кислый или основной электролит . Из-за этого электролита может быть сложнее обеспечить баланс как атомов, так и зарядов. Это делается путем добавления H ₂ O, OH ^- , e ^- и/или H ⁺ к любой стороне реакции до тех пор, пока и атомы, и заряды не будут сбалансированы.

Рассмотрим полуреакцию ниже:

${\displaystyle {\ce {PbO2 -> PbO}}}$

OH ^- , H ₂ O и e ^- можно использовать для балансировки зарядов и атомов в основных условиях, если предполагается, что реакция протекает в воде.

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

Снова рассмотрим полуреакцию ниже:

${\displaystyle {\ce {PbO2 -> PbO}}}$

H ⁺ , H ₂ O и e ⁻ можно использовать для балансировки зарядов и атомов в кислых условиях, если предполагается, что реакция протекает в воде.

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

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

Часто в кислых и основных условиях присутствуют как H ^+, так и OH ^- , но в результате реакции двух ионов образуется вода H ₂ O (показано ниже):

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

Смотрите также

• Электродный потенциал
• Стандартный электродный потенциал (страница данных)

Рекомендации