Halve reaktioner

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 13. januar 2017; checks kræver 5 redigeringer .

Halvreaktioner - reaktioner af oxidation eller reduktion af en komponent i en redoxreaktion . Halvreaktioner opstår under hensyntagen til ændringer i oxidationstilstandene af de enkelte stoffer , der er involveret i redoxreaktionen [1] . Hver halvreaktion er karakteriseret ved et elektrode-redoxpotentiale, hvis værdi bestemmer hvor let elektronoverførslen er [2] .

Ofte bruges begrebet halvreaktioner til at beskrive, hvad der sker i en elektrokemisk celle , såsom et galvanisk batteri . Halvreaktioner kan skrives til at beskrive både det metal, der undergår oxidation ( anode ), og det metal, der gennemgår reduktion ( katode ).

Halvreaktioner bruges ofte som en metode til at afbalancere redoxreaktioner. For redoxreaktioner under sure forhold, efter at atomerne og oxidationstilstandene er afbalanceret, skal H + ioner tilsættes for at balancere hydrogenionerne i halvreaktionen. Redoxreaktioner under basiske forhold, efter at atomerne og oxidationstilstandene er afbalanceret, behandles først dette som en sur opløsning, og tilsæt derefter OH - ioner for at afbalancere mængden af H + ioner i halvreaktionen (hvilket ville give H 2 O).

Når der opstår en redoxreaktion, ser vi ikke omfordelingen af elektroner. Det, vi ser, er reaktanterne (udgangsmaterialet) og slutprodukterne. I enhver redoxreaktion er der to halvreaktioner: oxidationshalvreaktionen og reduktionshalvreaktionen. Summen af disse halvreaktioner er en redoxreaktion.

Eksempel: Zn og Cu er galvaniske celler

Overvej den elektrokemiske celle vist på det tilstødende billede: den er bygget af et stykke zink (Zn) nedsænket i en opløsning af zinksulfat (ZnSO 4 ), og et stykke kobber (Cu) nedsænket i en opløsning af kobber (II) sulfat (CuS04 ) .

Oxidation sker ved anoden (Zn) (metallet mister elektroner).

{\ce {Zn - 2 e- -> Zn^2+))

Ved katoden (Cu) sker reduktion (elektroner accepteres).

{\ce {Cu^2+ + 2e- -> Cu))

Halvreaktionsbalanceringsmetode

Overvej reaktionen:

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

To elementer er involveret - jern og klor. For hver ændres oxidationstilstanden: for jern fra +2 til +3, for klor fra 0 til -1. Det vil sige, at der faktisk finder to halvreaktioner sted:

{\ce {Fe^2+ - e- -> Fe^3+))

{\ce {Cl2 + 2e- -> 2Cl-}}

At nedbryde en reaktion til halvreaktioner er nøglen til at forstå forskellige kemiske processer. Eksempelvis kan det for ovenstående reaktion påvises, at der er tale om en redoxreaktion, hvor reduktionsmidlet Fe oxideres (donerer elektroner) og skifter til den oxiderede form, og oxidationsmidlet Cl reduceres (accepterer elektroner) og ændres. til den reducerede form. Bemærk overførslen af elektroner fra Fe til Cl. Nedbrydning til halvreaktioner er også en måde at forenkle afbalanceringen af en kemisk ligning .

For eksempel:

${\ce {Fe^2+ - e- -> Fe^3+))$ bliver til ${\ce {2 Fe^2+ - 2 e- -> 2 Fe^3+))$
tilføjet ${\ce {Cl2 + 2e- -> 2Cl-}}$
og bliver til sidst ${\ce {Cl2 + 2Fe^2+ -> 2Cl- + 2Fe^3+}}$

Se også

Elektrodepotentiale

Noter

↑ "Half-Reaction" Arkiveret 24. april 2017 på Wayback Machine .
↑ KEMI Arkiveret 18. november 2016 på Wayback Machine s.11

Halve reaktioner

Eksempel: Zn og Cu er galvaniske celler

Halvreaktionsbalanceringsmetode

Se også

Noter

Links