Половина реакции - Half-reaction
Половина реакции - это либо окислительный, либо восстановительный компонент окислительно-восстановительной реакции. Половина реакции получается путем рассмотрения изменения степени окисления отдельных веществ, участвующих в окислительно-восстановительной реакции. Часто концепция полуракции используется для описания того, что происходит в электрохимическая ячейка, например Гальванический элемент аккумулятор. Половинные реакции могут быть записаны для описания как металла, подвергающегося окислению (известного как анод ) и металл, подвергающийся восстановлению (известный как катод ).
Половинные реакции часто используются как метод уравновешивания окислительно-восстановительных реакций. Для окислительно-восстановительных реакций в кислых условиях после уравновешивания атомов и степеней окисления необходимо добавить H+ ионы, чтобы уравновесить ионы водорода в полуреакции. Для окислительно-восстановительных реакций в основных условиях, после уравновешивания атомов и степеней окисления, сначала относитесь к нему как к кислому раствору, а затем добавляйте OH− ионы для баланса H+ ионы в полуреакциях (что даст H2О).
Пример: гальванический элемент Zn и Cu
Рассмотрим гальванический элемент, показанный на изображении рядом: он построен из куска цинк (Zn), погруженный в раствор сульфат цинка (ZnSO4) и кусок медь (Cu) погруженный в раствор сульфат меди (II) (CuSO4). Общая реакция:
- Zn (ы) + CuSO4(водн.) → ZnSO4(водн.) + Cu (s)
На аноде из Zn происходит окисление (металл теряет электроны). Это представлено в следующей полуреакции окисления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне продуктов):
- Zn (т) → Zn2+ + 2e−
На катоде из Cu происходит восстановление (принимаются электроны). Это представлено в следующей полуреакции восстановления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне реагентов):
- Cu2+ + 2e− → Cu (т)
Пример: окисление магния
Рассмотрим пример обжига магниевой ленты (Mg). Когда магний горит, он соединяется с кислородом (O2) из воздуха с образованием оксида магния (MgO) в соответствии со следующим уравнением:
- 2 мг (ов) + O2(г) → 2MgO (т)
Оксид магния - это ионное соединение, содержащее Mg.2+ и O2− ионы, тогда как Mg (s) и O2(g) элементы без зарядов. Mg (s) с нулевым зарядом получает заряд +2, идущий от стороны реагента к стороне продукта, а O2(g) с нулевым зарядом получает заряд -2. Это потому, что когда Mg (s) становится Mg2+, он теряет 2 электрона. Поскольку на левой стороне находится 2 Mg, всего теряется 4 электрона в соответствии со следующей полуреакцией окисления:
- 2 мг (с) → 2 мг2+ + 4e−
С другой стороны, O2 был восстановлен: степень окисления меняется от 0 до -2. Таким образом, полуреакция восстановления может быть записана для O2 поскольку он получает 4 электрона:
- О2(г) + 4e− → 2O2−
Общая реакция представляет собой сумму обеих половинных реакций:
- 2 мг (ов) + O2(г) + 4e− → 2 мг2+ + 2O2− + 4e−
Когда происходит химическая реакция, особенно окислительно-восстановительная реакция, мы не видим электроны в том виде, в каком они появляются и исчезают в ходе реакции. Мы видим реагенты (исходный материал) и конечные продукты. Благодаря этому электроны, появляющиеся по обе стороны уравнения, сокращаются. После отмены уравнение переписывается как
- 2 мг (ов) + O2(г) → 2 мг2+ + 2O2−
Два иона, положительные (Mg2+) и отрицательный (O2−) существуют на стороне продукта, и они немедленно объединяются с образованием сложного оксида магния (MgO) из-за их противоположных зарядов (электростатическое притяжение). В любой данной окислительно-восстановительной реакции есть две половинные реакции - половина реакции окисления и половина реакции восстановления. Сумма этих двух половинных реакций и есть реакция окисления-восстановления.
Метод балансировки полуреакции
Рассмотрим реакцию ниже:
- Cl2 + 2Fe2+ → 2Cl− + 2Fe3+
Два вовлеченных элемента, утюг и хлор, каждое изменение степени окисления; железо от +2 до +3, хлор от 0 до -1. Тогда фактически есть два половина происходящие реакции. Эти изменения можно представить в формулах, вставив соответствующие электроны в каждую половину реакции:
- Fe2+ → Fe3+ + е−
- Cl2 + 2e− → 2Cl−
Учитывая две половинные реакции, можно, зная соответствующие электродные потенциалы, таким же образом прийти к полной (исходной) реакции. Разложение реакции на половинные реакции является ключом к пониманию множества химических процессов. Например, в приведенной выше реакции можно показать, что это окислительно-восстановительная реакция в котором Fe окисляется, а Cl восстанавливается. Обратите внимание на перенос электронов от Fe к Cl. Разложение - это также способ упростить балансировку химическое уравнение. Химик может атомировать баланс и заряжать баланс по одной части уравнения за раз.
Например:
- Fe2+ → Fe3+ + е− становится 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e−
- добавлен к Cl2 + 2e− → 2Cl−
- и, наконец, становится Cl2 + 2Fe2+ → 2Cl− + 2Fe3+
Также возможно и иногда необходимо рассматривать половину реакции либо в основных, либо в кислых условиях, поскольку могут быть кислотные или основные электролит в окислительно-восстановительная реакция. Из-за этого электролита может быть труднее обеспечить баланс как атомов, так и зарядов. Это делается добавлением H2О, ОН−, е−, и или H+ по обе стороны от реакции, пока атомы и заряды не уравновесятся.
Рассмотрим половину реакции ниже:
- PbO2 → PbO
ОЙ−, H2О и е− можно использовать для балансировки зарядов и атомов в основных условиях, если предполагается, что реакция протекает в воде.
- 2e− + H2O + PbO2 → PbO + 2OH−
Снова рассмотрим половину реакции ниже:
- PbO2 → PbO
ЧАС+, H2О и е− может использоваться для балансировки зарядов и атомов в кислой среде, если предполагается, что реакция протекает в воде.
- 2e− + 2H+ + PbO2 → PbO + H2О
Обратите внимание, что обе стороны сбалансированы по заряду и по атомам.
Часто встречаются как H+ и ОН− присутствует в кислотных и основных условиях, но в результате реакции двух ионов будет образовываться вода H2O (показано ниже):
- ЧАС+ + ОН− → H2О