Полуреакции — реакции окисления или восстановления компонента окислительно-восстановительной реакции. Полуреакции происходят с учётом изменения степеней окисления отдельных веществ, участвующих в окислительно-восстановительной реакции[1]. Каждая полуреакция характеризуется электродным окислительно-восстановительным потенциалом, величина которого определяет лёгкость передачи электронов[2].
Часто понятие полуреакций используется для описания того, что происходит в электрохимической ячейке, например, в гальванической батарее. Полуреакции могут быть записаны для описания как металла, подвергающегося окислению (анод), так и металла, подвергающегося восстановлению (катод).
Полуреакции часто используются как метод балансировки окислительно-восстановительных реакций. Для окислительно-восстановительных реакций в кислотные условия, после того, как сбалансированы атомы и степени окисления, нужно будет добавить ионы H+, чтобы сбалансировать ионы водорода в полуреакции. Окислительно-восстановительные реакции в основных условиях, после того, как сбалансированы атомы и степени окисления, сначала рассматривают это в качестве кислотного раствора, а затем добавляют ионы ОН-, чтобы сбалансировать количество ионов Н+ в полуреакции (что дало бы H2O).
Когда происходит окислительно-восстановительная реакция, мы не видим перераспределение электронов. То, что мы видим — это реагенты (исходный материал) и конечные продукты. В любой окислительно-восстановительной реакции есть две полуреакции: полуреакция окисления и полуреакция восстановления. Сумма этих полуреакций является окислительно-восстановительной реакцией.
Рассмотрим гальванический элемент, показанный на соседнем изображении: он построен из куска цинка (Zn), погруженного в раствор сульфата цинка (ZnSO4), и куска меди (Cu), погруженного в раствор сульфата меди(II) (CuSO4).
Участвуют два элемента - железо и хлор. У каждого изменяется степень окисления: у железа от +2 до +3, у хлора от 0 до −1. То есть, фактически протекают две полуреакции: