Войти
A полуреакция представляет собой компонент реакции окисления или восстановления окислительно-восстановительной реакции. Половина реакции получается путем рассмотрения изменения в степенях окисления отдельных веществ, участвующих в окислительно-восстановительной реакции.
Часто концепция половинных реакций используется для описания того, что происходит в электрохимический элемент, такой как гальванический элемент аккумулятор. Половинные реакции могут быть записаны для описания как металла, подвергающегося окислению (известного как анод ), так и металла, подвергающегося восстановлению (известного 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 ионы H, 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 ионы OH, чтобы уравновесить ионы H в полуреакциях (что даст H 2 О).
Гальванический элемент Рассмотрим гальванический элемент, показанный на соседнем изображении: 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 такова:
На аноде Zn окисление имеет место (металл теряет электроны). Это представлено в следующей полуреакции окисления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне продуктов):
На катоде Cu происходит восстановление (электроны принимаются). Это представлено в следующей полуреакции восстановления (обратите внимание, что электроны находятся на стороне реагентов):
Play media Эксперимент, показывающий синтез основного оксида. Лента магния воспламеняется горелкой. Горит магний, излучающий интенсивный свет и образующий оксид магния (MgO). 
Фотография горящей ленты из магния с очень короткой выдержкой для получения подробных сведений об окислении. Рассмотрим пример горения ленты из магния (Mg). Когда магний горит, он соединяется с кислородом (O 2) из воздуха с образованием оксида магния (MgO) в соответствии со следующим уравнением:
Оксид магния представляет собой ионное соединение, содержащее ионы Mg и O, тогда как Mg (s) и O 2 (g) являются элементами без заряда. Mg (s) с нулевым зарядом приобретает заряд +2, переходящий от стороны реагента к стороне продукта, а O 2 (g) с нулевым зарядом получает заряд -2. Это потому, что когда Mg (s) становится Mg, он теряет 2 электрона. Так как слева 2 Mg, всего 4 электрона теряются в соответствии со следующей полуреакцией окисления:
С другой стороны, O 2 был снижен: степень окисления меняется с 0 до -2. Таким образом, для O 2 можно записать половину реакции восстановления, поскольку он получает 4 электрона:
Полная реакция является суммой обеих половин реакций:
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
Два иона, положительный (Mg) и отрицательный (O), существуют на сторону продукта, и они немедленно объединяются, образуя сложный оксид 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.
Рассмотрим реакцию ниже:
Два участвующих элемента: железо и хлор, каждое изменение степени окисления; железо от +2 до +3, хлор от 0 до -1. Таким образом, фактически происходят две половинные реакции. Эти изменения можно представить в виде формул, вставив соответствующие электроны в каждую половину реакции:
Учитывая две половинные реакции, можно со знанием дела соответствующих электродных потенциалов, чтобы 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 которой Fe окисляется, а Cl восстанавливается. Обратите внимание на перенос электронов от Fe к Cl. Разложение - это также способ упростить балансировку химического уравнения . Химик может атомировать баланс и заряжать баланс по одной части уравнения за раз.
Например:
Также возможно и иногда необходимо рассматривать половину реакции либо в основных, либо в кислых условиях, поскольку может быть кислотная или основная электролит в окислительно-восстановительной реакции. Из-за этого электролита может быть труднее обеспечить баланс как атомов, так и зарядов. Это делается путем добавления H 7 2 75 O, OH, e и или H к любой стороне реакции до тех пор, пока атомы и заряды не уравновесятся.
Рассмотрим половину реакции ниже:
OH, H 2 O, и e можно использовать для балансировки зарядов и атомы в основных условиях, если предполагается, что реакция протекает в воде.
Снова рассмотрим половину реакции ниже:
H, H 2 O и e можно использовать для уравновешивания зарядов и атомов в кислых условиях, если предполагается, что реакция протекает в воде.
Обратите внимание, что обе стороны сбалансированы по заряду и по атомам.
Часто и H, и OH присутствуют в кислых и основных условиях, но в результате реакции двух ионов будет образовываться вода H 2 O (показано ниже):
