شارح الدرس: أعداد التأكسد الكيمياء

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نحسب ونستخدم أعداد التأكسُد.

في تفاعلات الأكسدة والاختزال، يُختزل أحد الأصناف، ويتأكسد الصنف الآخر. تتضمن الأكسدة فقْد الإلكترونات ويتضمن الاختزال اكتساب الإلكترونات. للمساعدة في تتبع كيفية تحرك الإلكترونات أثناء تفاعل الأكسدة والاختزال، يستخدم الكيميائيون شيئًا يُسمى «عدد التأكسد»، الذي يُعد إلى حد كبير مرادفًا لـ «حالة التأكسد».

يوضح عدد تأكسد الذرة درجة تأكسد هذا العنصر بمفرده أو في مركب، التي هي في الأساس إجمالي عدد الإلكترونات المنزوعة. يكون للعناصر حالة تأكسد موجبة عندما تتأكسد، ويكون لها حالة تأكسد سالبة عندما تُختزل. تحتوي المركبات الأيونية على مزيج من العناصر التي لها أعداد تأكسد موجبة وسالبة. ويكون لكاتيوناتها المتأكسدة عدد تأكسد موجب، ويكون لأنيوناتها المختزلة عدد تأكسد سالب. أما العناصر المرتبطة بروابط تساهمية، فيتم تحديد أعداد تأكسدها الموجبة أو السالبة بالمثل. من المعتاد أن نضع عدد تأكسد سالبًا للعنصر الذي له قيمة سالبية كهربية أعلى وعدد تأكسد موجبًا للعنصر الذي له قيمة سالبية كهربية أقل. وإذا كانت الذرة في صورتها العنصرية، فإنها لم تكتسب أو تفقد أي إلكترونات، ويكون عدد تأكسدها صفرًا. على سبيل المثال، لنتناول إنتاج أكسيد المغنيسيوم:

في هذا التفاعل، نبدأ بالمغنيسيوم الصلب وغاز الأكسجين. هاتان الصورتان العنصريتان لهما عدد تأكسد يساوي صفرًا. فهما لم يكتسبا أو يفقدا أي إلكترونات.

ومع ذلك، يتغير عدد تأكسد هذين العنصرين عندما يكوِّنا أكسيد المغنيسيوم. أكسيد المغنيسيوم مركب أيوني يتكون من أيون وأيون . ولكي يُكوِّن المغنيسيوم المتعادل أيونًا شحنته ، فلا بد أن يفقد إلكترونين. يخبرنا عدد التأكسد كم عدد الإلكترونات التي فُقِدت لتكوين رابطة كيميائية؛ ومن ثم فقْد إلكترونين يعني أن عدد التأكسد لأيون المغنيسيوم في .

وعلى الجانب الآخر، يكتسب الأكسجين إلكترونين ليكوِّن أيونًا شحنته . يعني اكتساب إلكترونين عدد تأكسد لأيون الأكسجين في . في هذه الحالة، عدد التأكسد يساوي شحنة الأيونات، لكن عدد التأكسد والشحنة قيمتان مختلفتان لا تساوي إحداهما الأخرى دائمًا.

يمكننا تمثيل هذه التغيرات الكلية بكتابة القيم أعلى الرموز الكيميائية لمعادلة التفاعل:

هناك العديد من القواعد التي تحكم حالات تأكسد العناصر المختلفة في صور مختلفة. وفيما يلي ثلاث قواعد تطرقنا إليها حتى الآن:

• عدد تأكسد الذرة أو الجزيء في صورتهما العنصرية يساوي صفرًا.
  من الأمثلة على ذلك: و
• عدد تأكسد الفلز القلوي الأرضي في مركب هو .
  من الأمثلة على ذلك: المغنيسيوم في والكالسيوم في
• عدد تأكسد الأكسجين في مركب هو .
  من الأمثلة على ذلك: الأكسجين في والأكسجين في
  الاستثناءات: البيروكسيدات مثل حيث يكون عدد تأكسد الأكسجين ، والأكاسيد الفائقة مثل حيث يكون عدد تأكسد الأكسجين ، ومركب ثنائي فلوريد ثنائي الأكسجين، الذي صيغته الكيميائية ، حيث يكون عدد تأكسد الأكسجين

لفهم كيفية تحديد عدد تأكسد الذرات أو الأيونات الأخرى بشكل أفضل، دعونا نُلْقِ نظرة على تفاعل لا تتغير فيه أعداد التأكسد:

في هذا التفاعل، يتحد أكسيد المغنيسيوم مع حمض الهيدروكلوريك لإنتاج كلوريد المغنيسيوم والماء. ذكرنا سابقًا أن عدد التأكسد هو في الأساس إجمالي عدد الإلكترونات التي تفقدها ذرة لتكوين رابطة كيميائية. تتضح هذه العلاقة عند النظر إلى المركبات الموجودة في هذا التفاعل.

لقد حددنا سابقًا أعداد تأكسد الأيونات في أكسيد المغنيسيوم. يفقد المغنيسيوم إلكترونين ليكون عدد تأكسده ، بينما يكتسب الأكسجين إلكترونين ليكون عدد تأكسده .

المركب التالي، ، مركب تساهمي وليس مركبًا أيونيًّا. عند النظر إلى المركبات التي تحتوي على روابط تساهمية حيث يتم تَشارُك الإلكترونات بدلًا من منحها، فإننا لا نأخذ كسور الإلكترونات في الاعتبار. بل يعتبر الإلكترون الذي تتم مشاركته ويكون أقرب إلى النواة الأخرى إلكترونًا مفقودًا بالكامل وذلك لحساب عدد التأكسد. بعبارة أخرى، لا يتعين علينا التفكير فيما إذا كان المركب أيونيًّا أو تساهميًّا لأننا نحسب الإلكترونات المتشاركة والممنوحة عند حساب عدد التأكسد بالطريقة نفسها.

على سبيل المثال، لتكوين ، يتشارك الهيدروجين إلكترونًا واحدًا مع ذرة الكلور ذات السالبية الكهربية. يفقد الهيدروجين إلكترونًا واحدًا بشكل جزئي؛ لذا يكون عدد تأكسده . ويكتسب الكلور إلكترونًا واحدًا بشكل جزئي؛ لذا يكون عدد تأكسده .

المركب الثالث في هذا التفاعل، كلوريد المغنيسيوم، وهو مركب أيوني. لتكوين هذا المركب، تستقبل كل ذرة كلور إلكترونًا واحدًا بشكل كامل من ذرة المغنيسيوم؛ لذا يكون عدد تأكسد الكلور . لاحظ أن عدد تأكسد الكلور هو في مركب التساهمي ومركب الأيوني. أيون المغنيسيوم في كلوريد المغنيسيوم أيون شحنته حيث فقد إلكترونين، وبذلك تكون حالة تأكسده هي .

وأخيرًا، تتشارك كل ذرة هيدروجين إلكترونًا مع ذرة الأكسجين لتكوين . حالة تأكسد الأكسجين هي ، لأن الأكسجين اكتسب إلكترونين بشكل جزئي. وحالة تأكسد الهيدروجين هي ، لأن كل ذرة هيدروجين فقدت إلكترونًا واحدًا بشكل جزئي. الهيدروجين ليس فلزًّا قلويًّا أرضيًّا، لكنه يشبه الفلزات القلوية، مثل الصوديوم، وغالبًا ما يفقد إلكترونًا واحدًا لتكوين مركبات عدد تأكسدها :

فيما يلي بعض القواعد التي ظهرت في هذا المثال:

• حالة تأكسد الهيدروجين في مركب هي .
  من الأمثلة على ذلك: و
  الاستثناءات: هيدريدات الفلزات مثل و حيث يكون عدد التأكسد
• حالة تأكسد الهالوجين في مركب هي .
  من الأمثلة على ذلك: و و و
  الاستثناءات: و و؛ لأنها يمكن أن تتحد مع الأكسجين أو الفلور بأعداد تأكسد متنوعة
• حالة تأكسد الفلز القلوي (المجموعة 1) في مركب هي .
  من الأمثلة على ذلك: الصوديوم في والبوتاسيوم في

هناك بعض القواعد المفيدة التي يمكن أن تساعدنا في تحديد عدد تأكسد ذرة أو مركب مجهول. القاعدة الأولى هي أن عدد التأكسد الكلي لمركب متعادل يساوي صفرًا. إذا نظرنا إلى المركب وكنا غير متأكدين من عدد تأكسد النيتروجين، يمكننا استخدام عدد تأكسد الهيدروجين والمركب الكلي لحساب عدد تأكسد النيتروجين. كل ذرة هيدروجين لها عدد تأكسد يساوي ، بينما المركب المتعادل ككل يجب أن يساوي عدد تأكسده صفرًا. الطريقة الوحيدة لتحقيق هذين الشرطين هي أن يكون عدد تأكسد النيتروجين .

لقد تناولنا حتى الآن المركبات المتعادلة، لكن يمكننا تطبيق عدة قواعد بسيطة على الأيونات أيضًا. عدد تأكسد الأيون يساوي شحنة الأيون. على سبيل المثال، عدد تأكسد أيون هو . تُطبق هذه القاعدة أيضًا على الأيونات متعددة الذرات. فعدد تأكسد أيون الكبريتات الذي صيغته الكيميائية هو . مرة أخرى، ينبغي أن نلاحظ أن الشحنة وعدد التأكسد قيمتان مختلفتان تتساوى أحيانًا لكن ليس دائمًا.

لنلخص هذه القواعد:

• عدد تأكسد الأيون يساوي شحنة الأيون.
  من الأمثلة على ذلك: له عدد تأكسد يساوي و له عدد تأكسد يساوي .
• مجموع أعداد التأكسد في مركب متعادل يساوي صفرًا. ومجموع أعداد التأكسد في أيون متعدد الذرات يساوي شحنة الأيون.
  من الأمثلة على ذلك: عدد التأكسد الكلي لـ يساوي صفرًا، وعدد التأكسد الكلي لـ يساوي .

بوضع هذه القواعد في الاعتبار، يمكننا تحديد أعداد تأكسد الذرات في العديد من المركبات المختلفة.

تكون حالات التأكسد مفيدة في تتبع حركة الإلكترونات خلال تفاعل كيميائي. لنلق نظرة على تفاعل أكسدة واختزال بسيط لنلاحظ كيف يمكن أن تتغير أعداد التأكسد:

ينتج عن تفاعل فلز الصوديوم وغاز الكلور كلوريد الصوديوم. يكون للصوديوم والكلور عدد تأكسد واحد في صورتهما العنصرية وعدد تأكسد مختلف عندما يكوِّنا مركبًا. وكما ذكرنا سابقًا، يكون للذرات في صورتها العنصرية عدد تأكسد يساوي صفرًا، لذا يكون لكل من المتفاعلين في هذا التفاعل عدد تأكسد يساوي صفرًا.

ما عدد تأكسد الذرات في الناتج؟ لتكوين هذا المركب الأيوني، تمنح ذرات الصوديوم إلكترونًا لذرات الكلور، ليتكون أيون وأيون . وبما أن الصوديوم يفقد إلكترونًا ليكون رابطة، إذن عدد تأكسد ذرة الصوديوم في كلوريد الصوديوم هو . وبما أن الكلور يستقبل إلكترونًا ليكون رابطة، إذن عدد تأكسد ذرة الكلور في كلوريد الصوديوم هو .

من الجدير بالملاحظة أن عدد تأكسد الذرة يتغير لأنها تكوِّن روابط وتكسرها، لكن أعداد تأكسد الذرات داخل مركب معين ستكون دائمًا كما هي من عينة إلى أخرى. على سبيل المثال، يتغير عدد تأكسد الصوديوم من 0 إلى في هذا التفاعل، لكن الصوديوم في أي عينة من يكون عدد تأكسده دائمًا ما دام موجودًا في هذا المركب.

إذا تغيرت أعداد التأكسد من بداية التفاعل إلى نهايته، فهذا يعني انتقال الإلكترونات وحدوث تفاعل أكسدة واختزال. يمكن أن تساعدنا أعداد التأكسد في تحديد ما يؤكسَد وما يُختزَل أثناء تفاعل الأكسدة والاختزال.

وكما ذكرنا سابقًا، يتضمن الاختزال اكتساب الإلكترونات، وتتضمن الأكسدة فقْد الإلكترونات. وبما أن عدد التأكسد يخبرنا بعدد الإلكترونات المفقودة، فإن الأكسدة (فقْد الإلكترونات) تزيد عدد التأكسد، بينما يقلل الاختزال (اكتساب الإلكترونات) عدد التأكسد. وبمقارنة عدد تأكسد ذرة عندما تكون في المتفاعلات بعدد تأكسدها عندما تكون في النواتج، يمكننا أن نحدد ما إذا كانت تتأكسد أو تُختزل.

على سبيل المثال، لننظر إلى التفاعل الذي يحدث عندما نغمس فلز المغنيسيوم في محلول كلوريد الزنك:

باتباع القواعد التي حددناها سابقًا، يمكننا تحديد ما سوف يُختزَل وما سوف يؤكسَد من حالات تأكسد الذرات المختلفة. أي صورة عنصرية لها عدد تأكسد يساوي 0. المغنيسيوم والزنك لهما عدد التأكسد إذا كانا في مركبات. عدد تأكسد كلوريد الهالوجين هو في المركبات. يمكننا تمثيل هذه التغيرات باستخدام جدول.

يمكننا أيضًا فعل ذلك بكتابة الأعداد فوق المعادلة:

يمكننا أن نلاحظ أن عدد تأكسد المغنيسيوم ازداد، وهو ما يعني أنه تأكسد. في هذا التفاعل، يفقد المغنيسيوم إلكترونات. وعلى الجانب الآخر، قل عدد تأكسد الزنك، وهو ما يعني أنه اُختزِل. في هذا التفاعل، يكتسب الزنك إلكترونات. عدد تأكسد الكلور لم يتغير لذا فهو لم يتأكسد ولم يُختزَل.

في هذا التفاعل، تنتقل الإلكترونات من المغنيسيوم إلى الزنك. حيث يفقد المغنيسيوم الإلكترونات التي تذهب إلى الزنك، وهو ما يتسبب في اختزال الزنك. بما أن إلكترونات المغنيسيوم تختزل الزنك، فإننا نسمي المغنيسيوم «عاملًا مختزِلًا». في أي تفاعل أكسدة واختزال، يكون النوع الذي يَختَزِل ويعطي الإلكترونات للنوع الآخر يكون هو العامل المُختَزِل.

وعلى النقيض من ذلك، بما أن الزنك يكتسب إلكترونات من المغنيسيوم، وهو ما يتسبب في تأكسد المغنيسيوم، فإننا نُسمي الزنك «عاملًا مؤكسِدًا». في أي تفاعل أكسدة واختزال، يكون النوع الذي يؤكسد النوع الآخر ويكتسب الإلكترونات منه هي العامل المؤكسد.

يمكننا تطبيق هذه التعريفات على إنتاج كلوريد الصوديوم:

سابقًا، حددنا أن عدد تأكسد الصوديوم يتغير من صفر إلى عندما يتغير الصوديوم من مادة صلبة متعادلة إلى أيون موجب. وحددنا أيضًا أن عدد تأكسد الكلور يتغير من صفر إلى عندما يتغير الكلور من غاز متعادل إلى أيون سالب. في هذا التفاعل، يتأكسد الصوديوم لأنه يفقد إلكترونات ليكون له عدد تأكسد ذو قيمة موجبة أكبر. والصوديوم هو العامل المختزل. الكلور يُختزل لأنه يكتسب إلكترونات ليكون له عدد تأكسد ذو قيمة سالبة أكبر. والكلور هو العامل المؤكسد.