В химии полуреакция (или реакция полуэлемента ) является компонентом реакции окисления или восстановления окислительно-восстановительной реакции. Полуреакция получается путем рассмотрения изменения степеней окисления отдельных веществ, участвующих в окислительно-восстановительной реакции. Часто концепция полуреакций используется для описания того, что происходит в электрохимической ячейке , такой как гальваническая батарея. 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 балансировки атомов и степеней окисления нужно будет добавить ионы H + для балансировки ионов водорода в полуреакции. Для окислительно-восстановительных реакций в основных условиях после балансировки атомов и степеней окисления сначала обработайте его как кислый раствор, а затем добавьте ионы OH − для балансировки ионов H + в полуреакциях (что даст H 2 O ).
Рассмотрим гальваническую ячейку, показанную на соседнем изображении: она состоит из куска цинка (Zn), погруженного в раствор сульфата цинка ( ZnSO 4 ), и куска меди (Cu), погруженного в раствор сульфата меди (II) ( CuSO 4 ). Общая реакция выглядит следующим образом:
На аноде Zn происходит окисление (металл теряет электроны). Это представлено в следующей полуреакции окисления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне продуктов):
На катоде Cu происходит восстановление (принимаются электроны). Это представлено в следующей полуреакции восстановления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне реагентов):
Рассмотрим пример горения магниевой ленты (Mg). Когда магний горит, он соединяется с кислородом ( O 2 ) из воздуха, образуя оксид магния (MgO) согласно следующему уравнению:
Оксид магния представляет собой ионное соединение, содержащее ионы Mg 2+ и O 2− , тогда как Mg (s) и O 2(g) являются элементами без зарядов. Mg (s) с нулевым зарядом приобретает заряд +2, идущий от стороны реагента к стороне продукта, а O 2(g) с нулевым зарядом приобретает заряд –2. Это происходит потому, что когда Mg (s) становится Mg 2+ , он теряет 2 электрона. Поскольку на левой стороне находится 2 Mg, в общей сложности теряется 4 электрона в соответствии со следующей полуреакцией окисления:
С другой стороны, O 2 восстановился: его степень окисления изменилась с 0 до -2. Таким образом, для O2 можно записать полуреакцию восстановления, поскольку он приобретает 4 электрона:
Общая реакция представляет собой сумму обеих половинных реакций:
Когда происходит химическая реакция, особенно окислительно-восстановительная реакция, мы не видим электроны, которые появляются и исчезают в ходе реакции. Мы видим реагенты (исходный материал) и конечные продукты. Из-за этого электроны, появляющиеся с обеих сторон уравнения, отменяются. После отмены уравнение переписывается как
На стороне продукта существуют два иона, положительный ( Mg2 + ) и отрицательный ( O2− ) , и они немедленно объединяются, образуя соединение оксида магния (MgO) из-за их противоположных зарядов (электростатическое притяжение). В любой данной окислительно-восстановительной реакции есть две полуреакции — полуреакция окисления и полуреакция восстановления. Сумма этих двух полуреакций — окислительно-восстановительная реакция.
Рассмотрим реакцию ниже:
Два вовлеченных элемента, железо и хлор , каждый изменяют степень окисления; железо с +2 до +3, хлор с 0 до −1. Затем фактически происходят две полуреакции . Эти изменения можно представить в формулах, вставляя соответствующие электроны в каждую полуреакцию:
Учитывая две полуреакции, можно, зная соответствующие электродные потенциалы, прийти к полной (исходной) реакции тем же способом. Разложение реакции на полуреакции является ключом к пониманию различных 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 упрощения балансировки химического уравнения . Химик может уравновешивать атомы и заряды по одной части уравнения за раз.
Например:
Также возможно, а иногда и необходимо, рассматривать полуреакцию в основных или кислых условиях, поскольку в окислительно-восстановительной реакции может присутствовать кислый или основной электролит . Из-за этого электролита может быть сложнее удовлетворить 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:
OH − , H 2 O и e − можно использовать для уравновешивания зарядов и атомов в основных условиях, если предполагается, что реакция происходит в воде.
Снова рассмотрим полуреакцию ниже:
H + , H 2 O и e − можно использовать для балансировки зарядов и атомов в кислых условиях, если предполагается, что реакция происходит в воде.
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):
