Напівреакція

Напівреáкція — це окислювальний або відновлювальний компонент окисно-відновної реакції. Рівняння окисно-відновної реакції розбивають на дві частини: одна описує процес окиснення, інша — процес відновлення. Ці частини містять вільні електрони й називаються напівреакціями.

За звичайного проведення окисно-відновної реакції обидві напівреакції відбуваються разом і електрони переходять безпосередньо від відновника до окисника. Електрохімічна комірка надає можливість розділити напівреакції у просторі. Тут металеві електроди діють як резервувари електронів; окисник отримує електрони з одного резервуару, відновник віддає електрони іншому резервуару. В зовнішньому ланцюгу між електродами тече електричний струм.

Електрохімічна комірка може використовуватися як електролізер (перетворює електричну енергію на хімічну) або як гальванічний елемент (навпаки, перетворює хімічну енергію на електричну). В будь-якому випадку на катоді відбувається напівреакція відновлення, на аноді — напівреакція окиснення.

Крім опису електродних процесів, напівреакції зручно застосовувати для відшукування коефіцієнтів хімічного рівняння окисно-відновної реакції. Такий метод зрівнювання називають методом електронно-іонного балансу або методом напівреакцій.[1]

Приклад: мідно-цинковий гальванічний елемент

Схема гальванічного елементу

Розглянемо гальванічний елемент з малюнку. Він побудований із цинкового електроду в розчині сульфату цинку (ZnSO₄) та мідного електроду в розчині сульфату міді(II) (CuSO₄). Повна окисно-відновна реакція така:

Zn(тв) + CuSO₄(р) → ZnSO₄(р) + Cu(тв)

На аноді (Zn) відбувається окиснення, метал віддає електрони й розчиняється. Отже, на аноді відбувається напівреакція:

Zn(тв) → Zn^2+(р) + 2e^−

На катоді (Cu) відбувається відновлення, катіони міді, наявні в розчині, отримують електрони й метал осаджується. Отже, на катоді відбувається напівреакція:

Cu^2+(р) + 2e^− → Cu(тв)

Зауважте, що для першої напівреакції вільні електрони є продуктом (записані у правій частині), а для другої вони є реагентом (записані в лівій частині). Напівреакції комбінують (додають) з такими коефіцієнтами, щоб вільні електрони в лівій і правій частині повного рівняння скоротилися; на цьому й ґрунтується метод зрівнювання.

Зрівнювання хімічних рівнянь

Метод електронно-іонного балансу (рекомендована назва) або метод напівреакцій (застаріла назва) призначений в першу чергу для відшукання коефіцієнтів рівнянь окисно-відновних реакцій, які відбуваються у воді. Алгоритм його застосування:

1. Визначити окисник і відновник, а також зміни ступенів окиснення.
2. Записати короткі схеми напівреакцій окиснення й відновлення, що містять лише ті частинки, до складу яких входять хімічні елементи, що змінюють ступінь окиснення. Частинки записувати з урахуванням електролітичної дисоціації.
3. Зрівняти схеми напівреакцій, за потреби доповнивши їх елементами H та O у складі таких частинок: H^+, H₂O, OH^−
   . До лівих частин, як реагенти, можна дописувати H^+ та H₂O, якщо реакція відбувається у присутності кислоти, чи OH^−
   та H₂O, якщо реакція відбувається у присутності лугу.
4. Знайти найменше спільне кратне коефіцієнтів при електронах у зрівняних напівреакціях. Додати напівреакції, попередньо помноживши їхні коефіцієнти на відповідні числа так, щоб вільні електрони в повному рівнянні скоротилися.

Внаслідок застосування цього алгоритму утворюється рівняння окисно-відновної реакції, записане в іонній формі.

Приклади застосування методу зрівнювання

Приклад 1. Застосуємо вищенаведений алгоритм до реакції розчинення міді в неконцентрованій нітратній кислоті:

Cu + HNO₃ → Cu(NO
₃)
₂ + NO↑

Тут мідь відіграє роль відновника (ступені окиснення 0 → +2), а азот — окисника (ступені окиснення +5 → +2). Другий пункт алгоритму починаємо з таких схем:

Cu → Cu^2+ + 2e^−

NO^−
₃ + 3e^− → NO

Перша з цих напівреакцій уже зрівняна за хімічними елементами й за зарядом. У другій зліва «зайвий» кисень, щоб його зв'язати, додаємо H^+ (реакція в кислому середовищі), а справа отримуємо воду.

NO^−
₃ + 4H^+ + 3e^− → NO + 2H₂O

Тут уже дотримано й матеріального, і зарядового балансу. Найменше спільне кратне НСК(2,3)=6, отже, при комбінуванні першу напівреакцію слід домножити на 3, а другу на 2.

3Cu + 2NO^−
₃ +8H^+ + 6e^− → 3Cu^2+ + 2NO + 4H₂O + 6e^−

Після скорочення електронів отримуємо зрівняне рівняння в іонній формі:

3Cu + 2NO^−
₃ + 8H^+ = 3Cu^2+ + 2NO↑ + 4H₂O

За потреби його можна переписати в молекулярній формі, нейтралізувавши надлишковий позитивний заряд нітрат-аніонами (+6NO^−
₃ до обох частин рівняння) та об'єднавши катіони з аніонами:

3Cu + (2+6)NO^−
₃ + 8H^+ → 3Cu^2+ + 6NO^−
₃ + 2NO + 4H₂O

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO
₃)
₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Приклад 2. Розглянемо реакцію відновлення перманганату сірководнем у водному розчині без додавання кислоти чи лугу. Сірководнева кислота слабка, погано дисоціює, тож середовище майже нейтральне. Тут сірка відіграє роль відновника (ступені окиснення -2 → 0), а манган — окисника (ступені окиснення +7 → +4).

H₂S + KMnO₄ → S↓ + MnO₂↓

Початкові схеми напівреакцій:

H₂S → S↓ + 2e^−

MnO^−
₄ + 3e^− → MnO₂↓

В першій реакції утворюються ще протони:

H₂S → S↓ + 2H^+ + 2e^−

В другій зліва надлишковий кисень, але ми не можемо додавати протони, оскільки середовище нейтральне. Отже, додаємо воду з тим, щоб справа утворився OH^−
.

MnO^−
₄ + 2H₂O + 3e^− → MnO₂↓ + 4OH^−

НСК(2,3)=6, першу напівреакцію множимо на 3, другу на 2, скорочуємо електрони.

2MnO^−
₄ + 4H₂O + 3H₂S → 2MnO₂↓ + 3S↓ + 6H^+ + 8OH^−

Тепер у правій частині поряд виявилися частинки H^+ та OH^-, вони з'єднуються з утворенням води:

2MnO^−
₄ + 4H₂O + 3H₂S → 2MnO₂↓ + 3S↓ + 6H₂O + 2OH^−

Скорочуємо воду зліва й справа:

2MnO^−
₄ + 3H₂S = 2MnO₂↓ + 3S↓ + 2H₂O + 2OH^−

Це відповідь, яку можна переписати в молекулярній формі, компенсувавши заряд катіонами калію:

KMnO₄ + 3H₂S = 2MnO₂↓ + 3S↓ + 2H₂O + 2KOH

Див. також

• Електродний потенціал

Джерела

1. Левітін, Є.Я.; Бризицька, А.М.; Клюєва, Р.Г. (2000). Загальна та неорганічна хімія (Підручник для студентів вищих фармацевтичних закладів освіти та фармацевтичних факультетів вищих медичних закладів освіти III-IV рівні акредитації). Харків: Прапор, видавництво НФАУ. ISBN 5-7766-0784-1.