أعداد التأكسد والعوامل المؤكسدة والمختزلة وموازنة نصفي التفاعل

ما الذي يسجّله عدد التأكسد

عدد التأكسد هو الشحنة التي ستحملها الذرة لو كانت كل رابطة بين ذرات مختلفة أيونية تمامًا، مع إسناد الإلكترونات المشتركة إلى الذرة الأعلى سالبية كهربائية؛ أما الإلكترونات المشتركة بين ذرات متماثلة فتُقسم بالتساوي. وهو عدّ شكلي لا شحنة مقيسة. ففي الماء يُسند إلى الأكسجين −2 وإلى كل هيدروجين +1، مع أن الشحنات الجزئية الحقيقية أصغر بكثير.

الأكسدة هي زيادة في عدد التأكسد، وتقابل فقدان الإلكترونات. والاختزال هو نقصان في عدد التأكسد، أي اكتساب إلكترونات. ويحدثان معًا دائمًا، لأن الإلكترونات التي يفقدها نوع يجب أن يكتسبها نوع آخر. وفي أي معادلة أكسدة واختزال تساوي الزيادة الكلية في عدد التأكسد النقصان الكلي، وتستند كل طرائق الموازنة إلى هذه المساواة.

تعيين أعداد التأكسد بحسب الأولوية

طبّق القواعد من أعلى القائمة إلى أسفلها. وعندما تتعارض قاعدتان، تسود الأعلى منهما، وتُوجد آخر ذرة مجهولة في الصيغة بالفرق.

في أيون فوسفات ثنائي الهيدروجين H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1، فتكون P = +5. وفي أيون رباعي الثيونات S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2، فيكون مجموع ذرات الكبريت الأربع +10 والمتوسط +2.5. والنتيجة الكسرية تعني أن ذرات العنصر نفسه توجد في بيئات مختلفة وأن العدد المذكور متوسط. ويبلغ متوسط المغنتيت Fe₃O₄ ما مقداره +8/3 لأنه يحتوي على Fe²⁺ واحد لكل اثنين من Fe³⁺.

• الذرة في عنصر نقي عددها 0 (Fe وO₂ وS₈).
• الأيون أحادي الذرة يساوي شحنته (Mg²⁺ هو +2 وBr⁻ هو −1).
• مجموع أعداد التأكسد في الصيغة يساوي شحنتها الكلية.
• الفلور هو −1 في جميع مركباته.
• فلزات المجموعة 1 هي +1 وفلزات المجموعة 2 هي +2 في المركبات.
• الهيدروجين هو +1 مع اللافلزات و−1 في هيدريدات الفلزات مثل NaH.
• الأكسجين هو −2 عادةً، لكنه −1 في البيروكسيدات (H₂O₂)، و−½ في السوبر أكاسيد (KO₂)، و+2 في OF₂.
• الكلور والبروم واليود هي −1 عادةً، إلا عند ارتباطها بالأكسجين أو بهالوجين أخف.

تسمية العامل المؤكسد والعامل المختزل

يقبل العامل المؤكسد الإلكترونات ويتسبب في أكسدة شيء آخر، فهو نفسه يُختزل. ويمنح العامل المختزل الإلكترونات وهو نفسه يتأكسد. سمِّ النوع بأكمله لا ذرة واحدة.

تأمل 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). يرتفع الحديد من +2 إلى +3، فيتأكسد Fe²⁺ وهو العامل المختزل. ويهبط الأكسجين من −1 في البيروكسيد إلى −2 في الماء، فيُختزل H₂O₂ وهو العامل المؤكسد. ويبقى الهيدروجين +1 طوال الوقت. يفقد أيونا الحديد إلكترونًا واحدًا لكل منهما، وتكتسب ذرتا الأكسجين في البيروكسيد إلكترونًا واحدًا لكل منهما، فيُفقد إلكترونان ويُكتسب إلكترونان.

قد يؤدي نوع واحد الدورين. في Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O تنتقل إحدى ذرتي الكلور من 0 إلى −1 والأخرى من 0 إلى +1. وهذا هو عدم التناسب، ويكون Cl₂ العامل المؤكسد والعامل المختزل معًا.

موازنة نصفي التفاعل في الوسط الحمضي

يتيح فصل الأكسدة عن الاختزال موازنة كل انتقال للإلكترونات على حدة، ثم جمع النصفين بحيث تُختزل الإلكترونات. يوفر الماء ذرات الأكسجين ويوفر H⁺ ذرات الهيدروجين لأن هذه هي الأنواع الموجودة فعلًا في الماء الحمضي.

المثال المحلول 1. في الوسط الحمضي يؤكسد ثنائي الكرومات النيتريت: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. ينتقل الكروم من +6 إلى +3 والنيتروجين من +3 إلى +5. نصف الأكسدة: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻، بشحنة −1 على كل جانب. نصف الاختزال: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O، بشحنة +6 على كل جانب. تتطابق الإلكترونات الستة مع ذرتي كروم يتغير كل منهما بثلاث وحدات.

اضرب نصف الأكسدة في 3 لتشمل النصفان 6e⁻، ثم اجمع: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. احذف 6H⁺ و3H₂O من كل جانب: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. التحقق: Cr 2 و2؛ N 3 و3؛ O 7 + 6 = 13 و9 + 4 = 13؛ H 8 و8؛ الشحنة −2 + 8 − 3 = +3 و+6 − 3 = +3.

• قسّم المعادلة الهيكلية إلى نصف أكسدة ونصف اختزال.
• وازن كل عنصر ما عدا O وH.
• وازن O بإضافة H₂O، ثم وازن H بإضافة H⁺.
• وازن الشحنة بإضافة إلكترونات إلى الجانب الأكثر موجبية.
• اضرب النصفين بحيث تتطابق الإلكترونات، واجمعهما، واحذف كل ما يظهر على الجانبين.
• تحقق من الذرات والشحنة، وتأكد من عدم بقاء أي إلكترونات.

تحويل الطريقة إلى الوسط القاعدي

في الوسط القاعدي تكثر OH⁻ ولا ينبغي أن تحتوي المعادلة النهائية على H⁺. وازن كما لو كان المحلول حمضيًا، ثم أضف من OH⁻ إلى الجانبين ما يكفي لتحويل كل H⁺ إلى ماء. وإضافة النوع نفسه إلى الجانبين تُبقي المعادلة موزونة.

المثال المحلول 2. يؤكسد الهيبوكلوريت هيدروكسيد الكروم(III) إلى كرومات في الوسط القاعدي: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. ينتقل الكروم من +3 إلى +6 والكلور من +1 إلى −1. نصف الأكسدة: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. نصف الاختزال: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. المضاعف المشترك الأصغر للعددين 3 و2 هو 6، لذا ضاعف النصف الأول مرتين وثلّث الثاني.

الجمع والحذف يعطيان 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. أضف 4OH⁻ إلى الجانبين؛ وعلى اليمين تصبح 4H⁺ + 4OH⁻ هي 4H₂O. النهائي: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). التحقق: Cr 2 و2؛ Cl 3 و3؛ O 6 + 3 + 4 = 13 و8 + 5 = 13؛ H 6 + 4 = 10 و10؛ الشحنة −7 على كل جانب.

الأخطاء الشائعة في محاسبة الأكسدة والاختزال

معظم أخطاء الأكسدة والاختزال أخطاء محاسبة، ولكل منها فحص محدد.

وكاختبار أخير، تأكد باستخدام أعداد التأكسد وحدها من أن الإلكترونات المفقودة تساوي الإلكترونات المكتسبة. في المثال المحلول 2، تفقد ذرتا كروم 3 إلكترونات لكل منهما (6 في المجموع) وتكتسب ثلاث ذرات كلور إلكترونين لكل منها (6 أيضًا).

• تسمية ذرة على أنها العامل: اكتب أن Cr₂O₇²⁻ هو العامل المؤكسد، لا الكروم.
• حساب التغير لكل ذرة لا لكل صيغة: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ تستغرق 6 إلكترونات لا 3.
• وضع الإلكترونات على الجانب الخاطئ: فهي نواتج في نصف الأكسدة ومتفاعلات في نصف الاختزال. إذا فشل فحص الشحنة، فانظر هنا أولًا.
• موازنة الأكسجين بـ O أو O₂ أو O²⁻ بدلًا من H₂O. أيونات الأكسيد الحرة لا توجد في الماء.
• ترك H⁺ في إجابة الوسط القاعدي، أو نسيان حذف الماء بعد إضافة OH⁻.
• افتراض أن الأكسجين هو −2 دائمًا: تحقق من وجود بيروكسيدات وسوبر أكاسيد وروابط O–F.
• خلط الترميز: يُكتب عدد التأكسد بالإشارة أولًا (+3)؛ وتُكتب شحنة الأيون بالرقم أولًا (3+).