نصف التفاعل

في الكيمياء ، يُعرف نصف التفاعل (أو نصف تفاعل الخلية ) بأنه تفاعل الأكسدة أو الاختزال ضمن تفاعل الأكسدة والاختزال . ويُستنتج نصف التفاعل من خلال دراسة تغير حالات الأكسدة للمواد الفردية المشاركة في تفاعل الأكسدة والاختزال. غالبًا ما يُستخدم مفهوم أنصاف التفاعلات لوصف ما يحدث في خلية كهروكيميائية ، مثل خلية جلفانية عند أحد قطبيها. ^{[ 1 ] [ 2 ]}

في حالة طلاء المعادن وإزالة المعادن ، يمكن كتابة نفس نصف التفاعل لوصف كل من المعدن الذي يخضع للأكسدة (المعروف باسم الأنود ) والمعدن الذي يخضع للاختزال (المعروف باسم الكاثود ).

تُستخدم أنصاف التفاعلات غالبًا كطريقة لموازنة تفاعلات الأكسدة والاختزال. في تفاعلات الأكسدة والاختزال في الوسط الحمضي ، بعد موازنة الذرات وأرقام الأكسدة، يجب إضافة أيونات الهيدروجين (H ⁺⁾ لموازنة أيونات الهيدروجين في نصف التفاعل. أما في تفاعلات الأكسدة والاختزال في الوسط القاعدي ، فبعد موازنة الذرات وأرقام الأكسدة، يُعامل المحلول كمحلول حمضي، ثم تُضاف أيونات الهيدروكسيد ⁽ OH-) لموازنة أيونات الهيدروجين (H ⁺ ) في نصف التفاعل (مما ينتج عنه الماء _H2O ) .

تم بناء الخلية الجلفانية الموضحة في الصورة المجاورة بقطعة من الزنك (Zn) مغمورة في محلول كبريتات الزنك ( ZnSO4 ₎ وقطعة من النحاس (Cu) مغمورة في محلول كبريتات النحاس (II) ( CuSO4 ₎ .

رد الفعل العام هو:

Zn(s) + CuSO4 ₍ aq) → ZnSO4 ₍ aq) + Cu(s)

عند مصعد الزنك، تحدث عملية الأكسدة، أي أن المعدن يفقد إلكترونات. ويُمكن تمثيل ذلك في نصف تفاعل الأكسدة التالي (مع وجود الإلكترونات في جانب النواتج):

Zn(s) → Zn ²⁺ + 2 e ⁻

عند مهبط النحاس، يحدث الاختزال، أي اكتساب الإلكترونات أو قبولها. ويُمثَّل ذلك في نصف تفاعل الاختزال التالي (مع وجود الإلكترونات في جانب المتفاعلات):

Cu ²⁺ + 2 e ⁻ → Cu(s)

لنأخذ مثال احتراق شريط المغنيسيوم (Mg). عندما يحترق المغنيسيوم، فإنه يتحد مع الأكسجين ( O2 ₎ من الهواء لتكوين أكسيد المغنيسيوم (MgO) وفقًا للمعادلة التالية:

2 Mg(s) + O ₂ (g) → 2 MgO(s)

أكسيد المغنيسيوم مركب أيوني يحتوي على ^أيونات Mg²⁺ و O²⁻ ^، بينما Mg(s) و O₂ (g) عنصران متعادلان. يكتسب Mg(s) المتعادل الشحنة +2 عند انتقاله من جانب المتفاعلات إلى جانب النواتج، بينما يكتسب _O₂ (g) المتعادل الشحنة -2. وذلك لأن Mg(s) يفقد إلكترونين عند تحوله ^إلى Mg²⁺ . وبما أن هناك ذرتي Mg على الجانب الأيسر، فإن إجمالي الإلكترونات المفقودة هو 4 إلكترونات، وفقًا لنصف تفاعل الأكسدة _التالي :

2 Mg(s) → 2 Mg ²⁺ + 4 e ⁻

من ناحية أخرى، اختُزل الأكسجين (O₂ ₎ : إذ انتقلت حالة أكسدته من 0 إلى -2. وبالتالي، يمكن كتابة نصف تفاعل اختزال للأكسجين (O₂ ₎ حيث يكتسب 4 إلكترونات:

O ₂ (ز) + 4 ه ⁻ → 2 O ²⁻

التفاعل الكلي هو مجموع نصفي التفاعل:

2 Mg(s) + O₂ ₍ g) + 4 e⁻ ^→ 2 Mg²⁺ ⁺ 2 ^O²⁻ + 4 ^e⁻

عند حدوث تفاعل كيميائي، وخاصة تفاعل الأكسدة والاختزال، لا تستطيع العين المجردة رؤية الإلكترونات لأنها تظهر وتختفي أثناء التفاعل. بدلاً من ذلك، يرى المراقبون المواد المتفاعلة والنواتج النهائية. ولهذا السبب، تُحذف الإلكترونات الظاهرة على جانبي المعادلة. بعد الحذف، تُعاد كتابة المعادلة على النحو التالي:

2 Mg(s) + O₂ ₍ g) → 2 Mg²⁺ ⁺ 2 ^O²⁻

يوجد أيونان، موجب ( ^Mg²⁺ ) وسالب ( ^O²⁻ ) ، في جانب النواتج، ويتحدان فورًا لتكوين مركب أكسيد المغنيسيوم (MgO) نتيجةً لاختلاف شحناتهما ( التجاذب الكهروستاتيكي ). في أي تفاعل أكسدة-اختزال، يوجد نصفا تفاعل: نصف تفاعل الأكسدة ونصف تفاعل الاختزال. ومجموع هذين النصفين هو تفاعل الأكسدة-الاختزال.

في تفاعل الأكسدة والاختزال بين الحديد والكلور:

Cl₂ ₊ 2 Fe²⁺ ^→ 2 Cl⁻ ⁺ 2 ^Fe³⁺

يتغير عدد تأكسد العنصرين المتفاعلين، الحديد والكلور ؛ الحديد من +2 إلى +3، والكلور من 0 إلى -1 . وبذلك، يحدث تفاعلان نصفيان فعليًا . ويمكن تمثيل هذه التغيرات في صيغ كيميائية بإدخال الإلكترونات المناسبة في كل تفاعل نصفي.

Fe ²⁺ → Fe ³⁺ + e ⁻

Cl ₂ + 2 e ⁻ → 2 Cl ⁻

بمعرفة جهدَي القطبين المناسبين، يُمكن الوصول إلى التفاعل الكامل (الأصلي) بنفس الطريقة عند وجود نصفَي تفاعل. يُعدّ تحليل التفاعل إلى نصفَي تفاعل أساسيًا لفهم العديد من العمليات الكيميائية. على سبيل المثال، في التفاعل المذكور أعلاه، يُمكن إثبات أنه تفاعل أكسدة واختزال حيث يتأكسد الحديد (Fe) ويُختزل الكلور (Cl) (أي يحدث انتقال للإلكترونات من الحديد إلى الكلور). كما يُعدّ التحليل طريقةً لتبسيط موازنة المعادلة الكيميائية ، حيث يُمكن للكيميائي موازنة الذرات والشحنات في كل جزء من المعادلة على حدة.

على سبيل المثال:

• يتحول ^{التفاعل} Fe²⁺ → Fe³⁺ ⁺ e⁻ ^إلى 2 Fe²⁺ ^→ 2 ^Fe³⁺ + ^2e⁻
• يُضاف إلى Cl ₂ + 2 e ⁻ → 2 Cl ⁻
• وفي النهاية يصبح Cl ₂ + 2 Fe ²⁺ → 2 Cl ⁻ + 2 Fe ³⁺

• جهد القطب
• جهد القطب القياسي (صفحة البيانات)
• نصف خلية