الدرس السادس: تفاعلات الأكسدة والاختزال

6-1 التعريفات

يُستفاد من أعداد التأكسد في معرفة نوع التغير الحادث للعنصر أثناء التفاعل الكيميائي في تفاعلات الأكسدة والاختزال:

• الأكسدة: عملية فقد إلكترونات ينتج عنها زيادة في الشحنة الموجبة (زيادة عدد التأكسد).
• الاختزال: عملية اكتساب إلكترونات ينتج عنها نقص في الشحنة الموجبة (نقص عدد التأكسد).
• العامل المختزل هو المتفاعل الذي يفقد الإلكترونات (يتأكسد) ، والعامل المؤكسد هو المتفاعل الذي يكتسب هذه الإلكترونات (يُختزل).

• تحدث الأكسدة والاختزال دائمًا معًا؛
• فعدد الإلكترونات التي يفقدها العامل المختزل يساوي عدد الإلكترونات التي يكتسبها العامل المؤكسد.
• والتفاعل الذي لا تتغير فيه أعداد التأكسد ليس من تفاعلات الأكسدة والاختزال (مثل التعادل NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O ، والترسيب AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃ ، و CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂).

6-2 سلوك العامل حسب عدد تأكسد الذرة المركزية

• عندما يكون عدد تأكسد الذرة المركزية في المركب أكبر ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المؤكسد فقط: K₂Cr₂O₇ (Cr +6) ، HNO₃ (N +5) ، H₂SO₄ (S +6) ، KMnO₄ (Mn +7).
• وعندما يكون عدد تأكسدها أقل ما يمكن فإنه يقوم بدور العامل المختزل فقط: NH₃ (N −3) ، CH₄ (C −4) ، H₂S (S −2) ، H₂.
• وفي الحالات التي تكون فيها حالة التأكسد متوسطة فيمكن للمركب القيام بدور العامل المؤكسد أو العامل المختزل حسب التفاعل: HNO₂ (N +3) ، SO₂ (S +4) ، H₂O₂ (O −1).

6-3 تعرف تفاعلات الأكسدة والاختزال بأعداد التأكسد

6-4 المعادلة الأيونية والأيون المتفرج ونصفا التفاعل

في تفاعل الأكسدة والاختزال 2NaI(aq) + Cl₂(g) → 2NaCl(aq) + I₂(s) يكون كل من NaCl و NaI في صورة أيونات، ولذلك يمكن كتابة المعادلة في صورة أخرى تُعرف بالمعادلة الأيونية الكلية:

2Na⁺ + 2I⁻ + Cl₂ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + I₂

• ويوصف أيون Na⁺ في هذا التفاعل بالأيون المتفرج لعدم اشتراكه بشكل فعلي في التفاعل الحادث (عدم حدوث تغير في عدد تأكسده في طرفي المعادلة).
• وعند حذف الأيون المتفرج من المعادلة الأيونية الكلية تصبح لدينا المعادلة الأيونية النهائية وهي التي تحتوي على الذرات أو الأيونات أو الجزيئات التي حدث لها تغير في أعداد تأكسدها:

2I⁻ + Cl₂ → 2Cl⁻ + I₂

• ويلاحظ في هذا التفاعل أن أيونات اليوديد السالبة تحولت إلى جزيء يود متعادل (زيادة في عدد التأكسد من −1 إلى 0 ، أكسدة) ، وأن جزيئات الكلور المتعادلة تحولت إلى أيونات الكلوريد (نقص في عدد التأكسد من 0 إلى −1 ، اختزال).
• ويمكن فصل المعادلة الأيونية النهائية إلى معادلتين تمثل كل منهما أحد التفاعلين.
• ولتحقيق قانون حفظ الشحنات نضيف الإلكترونات المفقودة والمكتسبة:

• معادلة نصف تفاعل الأكسدة: 2I⁻ → I₂ + 2e⁻
• معادلة نصف تفاعل الاختزال: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

6-5 موازنة المعادلات الأيونية لتفاعلات الأكسدة والاختزال (طريقة نصفي التفاعل)

تتم عملية الموازنة باتباع الخطوات التالية:

1. الخطوة 1: فصل تفاعلي الأكسدة والاختزال.
2. الخطوة 2: موازنة الذرات والأيونات في طرفي كل معادلة.
3. الخطوة 3: تحقيق قانون حفظ الشحنة بإضافة الإلكترونات المفقودة والمكتسبة.
4. الخطوة 4: مساواة أعداد الإلكترونات المفقودة والمكتسبة في معادلتي الأكسدة والاختزال (بالضرب في أعداد مناسبة).
5. الخطوة 5: جمع معادلتي الأكسدة والاختزال (تحذف الإلكترونات).

6-6 أنواع خاصة من تفاعلات الأكسدة والاختزال

تفاعلات عدم التناسب (Disproportionation Reactions) — نوع من تفاعلات الأكسدة والاختزال تحدث فيه عملية أكسدة وعملية اختزال لأيون واحد (أو ذرة واحدة) في أحد المتفاعلات، فيتأكسد ويُختزل في الوقت نفسه.

• 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ : الأكسجين في H₂O₂ عدد تأكسده −1 ؛ يصبح −2 في H₂O (اختزال) و 0 في O₂ (أكسدة).
• Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O : Cl من 0 إلى −1 ومن 0 إلى +1.

تفاعلات التناسب المشترك (Comproportionation Reactions) — تحدث لمركبين أو أيونين يتضمنان عنصرًا مشتركًا في حالتي تأكسد مختلفتين لتكوين ناتج واحد له حالة تأكسد وسطى.

• 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O : S (−2) يتأكسد و S (+4) يُختزل ويعطيان S (0).
• 5I⁻ + IO₃⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O : اليود (−1) واليود (+5) يعطيان اليود (0). (فحص: ذرات I = 6 ، O = 3 ، H = 6 ؛ الشحنة 0 في الطرفين ✓.)

6-7 الخلاصة

• زيادة عدد التأكسد ← أكسدة (فقد إلكترونات) ← عامل مختزل.
• نقص عدد التأكسد ← اختزال (اكتساب إلكترونات) ← عامل مؤكسد.
• تُوزن معادلات الأكسدة والاختزال بحيث تتساوى الإلكترونات المفقودة والمكتسبة وتُحفظ الشحنة.