فيديو الدرس: أعداد التأكسد الكيمياء

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتناول أعداد التأكسد؛ فنعرف ما هي، وكيف نحسبها، وكيف يمكننا استخدامها لتحديد تفاعلات الأكسدة والاختزال.

قد يكون من الصعب للغاية رصد الإلكترونات في الكيمياء. نفهم جيدًا الرابطة الأيونية التي تنجذب فيها الأنيونات والكاتيونات بعضها لبعض، وكذلك الرابطة التساهمية التي توجد فيها الإلكترونات المشتركة بين الذرات التي تربطها. ولكن من الشائع أن تحتوي الأيونات المعقدة على روابط تساهمية أيضًا، كما هو الحال مع أنيون النيترات. ومن الشائع أيضًا أن تتغير أنواع الروابط بسبب التفاعلات. من السهل رصد الإلكترونات عند التعامل مع رابطة أيونية نقية أو رابطة تساهمية نقية. لكن ماذا لو كان لدينا مزيج من الرابطتين؟ من المفيد أن يكون لدينا نظام بسيط لرصد الإلكترونات في كل الظروف.

هذه ذرة كربون. يمكن لذرة الكربون أن تتفاعل مع ذرة أكسجين لتكوين جزيء أول أكسيد الكربون. من الواضح أن هذا تفاعل أكسدة لأننا نضيف الأكسجين إلى الكربون. ويمكن أن يتعرض أول أكسيد الكربون إلى مزيد من الأكسدة لتكوين ثاني أكسيد الكربون. لكن ليس من الواضح أي الذرات لديها إلكترونات أكثر من العادي وأيها لديها عدد أقل. ولهذا السبب، ابتكر الكيميائيون نظامًا حسابيًّا يصلح للروابط التساهمية والأيونية. يعتمد هذا النظام على الموضع الفعلي للإلكترونات في الروابط التساهمية. فإذا كانت الإلكترونات أقرب من إحدى الذرات مقارنة بأخرى، فإن الذرة الأقرب لتلك الإلكترونات تعد مختزلة والذرة الأبعد عنها تعد مؤكسدة.

يمكننا تذكر هذه العلاقة من خلال ربطها بكلمتي «خسارة» و«فوز». فحرف السين مشترك في كلمتي خسارة وأكسدة، حيث تفقد الإلكترونات، وحرف الزاي مشترك في كلمتي فوز واختزال، حيث تكتسب الإلكترونات. إذا كانت الإلكترونات في الرابطة التساهمية أقرب لإحدى الذرات، يمكننا اعتبار أن هذه الذرة قد اكتسبت إلكترونات؛ ومن ثم اختزلت.

يمكننا استخدام قيم السالبية الكهربية لذرات العناصر في الرابطة التساهمية لتوقع الذرة التي ستكون الإلكترونات أقرب إليها على الأرجح. السالبية الكهربية للكربون أقل بكثير من السالبية الكهربية للأكسجين. هذا يعني أننا سنتوقع أن تكون الإلكترونات في الروابط بين الكربون والأكسجين، كما هو الحال في أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون، أقرب إلى ذرات الأكسجين. في هذا النظام الحسابي الذي وضعه الكيميائيون، نتخيل أن الذرات التي ستكون الإلكترونات أقرب إليها ستكتسب في الواقع هذه الإلكترونات. ولذا بدلًا من الذرات، نتخيل وجود أنيونات وكاتيونات.

باستخدام هذه الطريقة، يمكننا تحديد أن الكربون في هذه التفاعلات يتحول من ذرة متعادلة إلى أيون شحنته الفعالة اثنان موجب ثم أيون شحنته الفعالة أربعة موجب. لا يفترض أن يخبرنا هذا النظام عن ماهية الذرات أو الأيونات في الواقع. وإنما يساعدنا في التفريق بين الحالات المختلفة للذرات أو الأيونات في مختلف الظروف.

النظام الذي وضعه الكيميائيون هو حالة تأكسد الذرة أو الأيون، وتستخدم فيه أعداد التأكسد. يشيع استخدام مصطلح «حالة التأكسد» عند الإشارة إلى الذرة نفسها أو الأيون نفسه، بينما يشيع استخدام عبارة «عدد التأكسد» عند الإشارة إلى القيمة الفعلية. ولكن غالبًا ما يستخدم المصطلحان بالتبادل، ولا بأس من ذلك. عدد التأكسد للذرة غير المرتبطة، مثل ذرة الكربون في الحالة الغازية، هو صفر. ويعطى الأنيون البسيط عدد تأكسد مساو لشحنته، وهو ما ينطبق أيضًا على الكاتيون البسيط.

يجب أن نتذكر أن حالة التأكسد ليست متطابقة مع الشحنة. فشحنة الذرة أو الأيون هي الشحنة الكلية التي تعتمد على العدد النسبي للإلكترونات والبروتونات، بينما حالة التأكسد هي جزء من نظام حسابي يفترض أننا نتعامل مع روابط أيونية بنسبة مائة في المائة. نكتب أعداد التأكسد بوضع الإشارة على يسار العدد، ونكتب الشحنات بوضع الإشارة على الجانب الأيمن. وبالطبع يوجد الكثير من المواقف التي يكون فيها عدد التأكسد والشحنة للذرة أو الأيون متماثلين. لكن يجب أن نميز بين الاثنين لأن لكل منهما معنى مختلفًا.

والآن لنلق نظرة على حالات التأكسد لذرات أو أيونات في مواد مختلفة. الصورة العنصرية للعناصر قد تكون صلبة أو سائلة أو غازية، ويمكن أن يكون لها متآصلات مختلفة. وذرة أي عنصر، سواء كانت مرتبطة أو غير مرتبطة، تعطي حالة تأكسد تساوي صفرًا. إذا وجدت رابطة تساهمية بين ذرات من العنصر نفسه، نعتبر هذه الذرات متطابقة. ما من سبب منطقي لاعتبار إحدى الذرات مؤكسدة والأخرى مختزلة؛ ولذلك نعطي كلتا الذرتين حالة التأكسد صفر. وثاني أسهل حالات تأكسد يمكن تحديدها هي حالات الأيونات البسيطة. أولًا، نفحص الشحنة، ونحدد القيمة، ثم نحولها إلى حالة التأكسد من خلال نقل الإشارة إلى الجانب المقابل. ومن ثم فحالة تأكسد أيون الصوديوم هي موجب واحد، وحالة تأكسد أيون الألومنيوم موجب ثلاثة، وحالة تأكسد أيون النيتريد سالب ثلاثة.

والآن ماذا لو كنا نتعامل مع مركبات أيونية بسيطة غير موضح بها شحنات الأيونات؟ يمكننا اتباع الأسلوب نفسه الذي نتبعه لتحديد صيغ المركبات الأيونية باستخدام الشحنات التي نتوقعها للفلزات واللافلزات. الشحنة الكلية لأي مركب أيوني متعادل لا بد أن تساوي صفرًا. وتعتمد أعداد التأكسد على نفس مبادئ حفظ الإلكترونات؛ ومن ثم ينطبق الأمر نفسه. بالنسبة لأي مركب متعادل، يجب أن يكون مجموع أعداد تأكسد المكونات الفردية صفرًا. ويمكننا استغلال فهمنا للأيونات الشائعة المكونة من الصوديوم والمغنيسيوم والأكسجين لتحديد الإجابات الأخرى.

الأيونات المتعددة الذرات، أي الأيونات التي تحتوي على أكثر من نواة، يمكن أن تكون أكثر صعوبة، كما هو الحال مع أنيون النيترات الذي تساوي شحنته الكلية واحد سالب. على الرغم من أن لدينا شحنة كلية، فيمكننا تطبيق المبدأ نفسه كما فعلنا مع المركبات المتعادلة. فيجب أن تكون أعداد التأكسد للمكونات مساوية للقيمة المكافئة للشحنة الكلية. الشحنة الكلية هي واحد سالب؛ ومن ثم يجب أن يساوي مجموع أعداد التأكسد سالب واحد. على الجانب الأيسر، لدينا عدد التأكسد المجهول للنيتروجين، وثلاث وحدات من عدد التأكسد المجهول للأكسجين. الأكسجين أكثر سالبية كهربية من النيتروجين. ومن ثم في نظام أيوني بنسبة مائة في المائة، نتوقع أن تحتوي ذرات الأكسجين في هذا النظام على إلكترونات الترابط. يكون الأكسجين عادة أيونات شحنتها اثنان سالب. لذلك سنعين لذرات الأكسجين عدد تأكسد يساوي سالب اثنين.

إذا حسبنا قيمة التعبير وأعدنا ترتيبه، فسنتوصل إلى عدد تأكسد للنيتروجين يساوي موجب خمسة. في المعادلات، يمكن أن ترى أعداد التأكسد مكتوبة في صورة أعداد أو أعداد رومانية فوق رمز العنصر. احرص على ألا تعود للخلف؛ فتعيين عدد تأكسد يساوي موجب خمسة للنيتروجين لا يعني أننا نتعامل في الواقع مع أيون نيتروجين شحنته خمسة موجب. أعداد التأكسد تسمح لنا بمقارنة الذرات أو الأيونات في ظروف مختلفة. ولا تعكس بالضرورة شحنة الذرات أو الأيونات في الواقع.

لنتناول مثالًا آخر، وهو أيون البرمنجنات. عند تفاعل فلز مع لا فلز، نتوقع أن يكون اللافلز أنيونات والفلز كاتيونات. ومن ثم نتوقع هنا أن يكون الأكسجين في صورة O2-. مرة أخرى، نتعامل مع أيون شحنته الكلية واحد سالب. ومن ثم يجب أن يكون مجموع أعداد التأكسد سالب واحد. وفي وجود أربع ذرات أكسجين، يصبح لدينا أربع وحدات عدد تأكسدها يساوي سالب اثنين. وعند حساب القيمة وإعادة الترتيب، نحصل على عدد تأكسد للمنجنيز يساوي موجب سبعة.

تستطيع الأيونات متعددة الذرات أن تشكل جزءًا من مركبات أيونية مثل الأيونات البسيطة. ومثال على ذلك كربونات الكالسيوم، وعلينا أن نعرف أولًا أن الأيون الشائع للكالسيوم هو الكالسيوم اثنان موجب. ومن ثم لتحقيق التعادل، لا بد أن تكون شحنة أيون الكربونات اثنين سالب. وحساب هذا الأيون البسيط سهل، ويمكننا حساب الكربونات مثلما فعلنا مع كل أيون من الأيونات متعددة الذرات الأخرى. كما فعلنا في السابق، سنفترض أن عدد تأكسد الأكسجين هو سالب اثنين. وعند حساب القيمة وإعادة الترتيب، سنحصل على عدد تأكسد للكربون يساوي موجب أربعة.

كانت هذه كل الفئات السهلة فيما يتعلق بتحديد أعداد التأكسد، والآن دعونا ننتقل إلى الفئات الصعبة. وهي المواد التساهمية مثل الكربون وأول أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون. بالنسبة للكربون النقي، حالة التأكسد ثابتة عند صفر، لكن يجب أن نحسب عدد تأكسد الكربون في أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون. لحساب ذلك، يجب أن نتذكر أن حالة التأكسد المثالية للأكسجين في أي مركب هي سالب اثنين. بالنسبة للكربون في أول أكسيد الكربون، عدد التأكسد هو موجب اثنين. اعتمدنا هنا على حقيقة أن مجموع أعداد التأكسد يساوي صفرًا. عندما نفعل الأمر نفسه مع ثاني أكسيد الكربون، يجب أن نحرص على ضرب عدد تأكسد الأكسجين في اثنين. وهذا يعطينا عدد تأكسد للكربون يساوي موجب أربعة.

لكن ثمة مثالًا غير معتاد هنا، وهو بيروكسيد الهيدروجين. إذا كان عدد تأكسد الأكسجين في بيروكسيد الهيدروجين سالب اثنين، فيجب أن يكون عدد تأكسد ذرات الهيدروجين موجب اثنين. ذرات الهيدروجين لديها إلكترون واحد فقط. ومن ثم فمن غير المنطقي أن نتحدث عن الهيدروجين في حالة تأكسد تساوي موجب اثنين؛ لأن هذا سيكون مرادفًا لفقد اثنين من الإلكترونات. فما الذي يحدث بالضبط هنا؟

هذا تركيب جزيء بيروكسيد الهيدروجين. الأكسجين أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين؛ ومن ثم تصبح الإلكترونات في الروابط بين الأكسجين والهيدروجين أقرب إلى ذرات الأكسجين في نهاية المطاف. لكن الإلكترونات في الرابطة بين ذرتي الأكسجين تقع في المنتصف بالضبط. إذا حاولنا تحويل هذا النظام إلى نظام أيوني بنسبة مائة في المائة، فستمثل الرابطة بين ذرتي الأكسجين مشكلة. فليس من المعقول أن نقول إن إحدى الذرتين فقدت إلكترونات والأخرى اكتسبتها. لذلك، في هذه الحالة، سنبقي على الرابطة. وينتهي بنا المطاف بأيونات ‪H+‬‏ وأيونات O−. لهذا السبب نرى أكسجين في حالة تأكسد تساوي سالب واحد عندما يكون في مركب بيروكسيد.

هذا كم كبير يصعب تذكره. ولكن لحسن الحظ، ثمة نظام من القواعد يساعد في الوصول سريعًا إلى الجواب. ويمكن تذكر هذه القواعد بسهولة باستخدام الرمز ‪123FHOC‬‏. يشير الرقم ‪1‬‏ إلى المجموعة الأولى. في أي مركب، نفترض أن فلزات المجموعة الأولى سيكون عدد تأكسدها موجب واحد. بعد ذلك، توجد فلزات المجموعة الثانية التي نخصص لها عدد تأكسد موجب اثنين. ونخصص موجب ثلاثة لعناصر المجموعة الثالثة. تذكر أنه إذا جاءت القاعدة أولًا في السلسلة، فسيكون لها الأولوية.

تتمثل القاعدة التالية في أن الفلور في أي مركب يكون عدد تأكسده دائمًا سالب واحد. وتنص قاعدة الهيدروجين على أن عدد التأكسد للهيدروجين يكون دائمًا موجب واحد باستثناء الهيدريدات حيث نرى الأيون H−. في هذا المثال، من السهل تحديد أننا نتعامل مع هيدريد لأننا نستخدم قاعدة المجموعة الأولى أولًا. إذا كان الصوديوم موجب واحد، فالهيدروجين لا بد أن يكون سالب واحد. في كل الهيدريدات، عدد تأكسد الهيدروجين سالب واحد. بعد ذلك تأتي قاعدة الأكسجين التي تنص على أن الأكسجين بوجه عام في المركبات يكون عدد تأكسده سالب اثنين، باستثناء البيروكسيدات حيث نرى حالة تأكسد تساوي سالب واحد. ولا يشير الحرف ‪C‬‏ في الرمز ‪123FHOC‬‏ إلى الكربون، وإنما إلى الكلور. في المركبات، تكون حالة تأكسد الكلور سالب واحد إلا إذا كان مرتبطًا بالفلور أو الأكسجين.

إذا تذكرت هذه القواعد، فمن المفترض أن تكون قادرًا على تحديد أعداد التأكسد المجهولة في المركبات غير المألوفة. عليك أن تنتبه فحسب أن هذه القواعد لا تنطبق على كل الحالات. أحيانًا، نحتاج إلى إجراء حسابات عالية المستوى. ولكن هذه القواعد تنطبق على معظم الحالات. ستحتاج على الأرجح إلى حساب أعداد التأكسد عند دراسة التفاعلات. فيمكننا تحليل أعداد التأكسد لمعرفة إذا ما كان التفاعل تفاعل أكسدة واختزال أم لا.

إليك تفاعل أكسيد المغنيسيوم مع حمض الهيدروكلوريك. يمكننا استخدام الرمز ‪123FHOC‬‏ لتذكيرنا بالقواعد التي نحتاج لاتباعها أولًا. ليس لدينا أي فلزات من المجموعة الأولى في هذا المثال، لكن يمكننا استخدام القاعدة الثانية لتحديد عدد تأكسد المغنيسيوم. نظرًا لأننا نتعامل مع مركبات مغنيسيوم، فعدد تأكسد المغنيسيوم سيكون موجب اثنين. لا يوجد أي عنصر من عناصر المجموعة الثالثة، ولا يوجد فلور. لذلك يمكننا تخطي هاتين القاعدتين والانتقال مباشرة إلى الهيدروجين. في ‪HCl‬‏ و‪H2O‬‏، الهيدروجين هو أول عنصر نحدد له عدد التأكسد؛ ومن ثم يمكننا أن نكون واثقين عند تخصيص عدد التأكسد موجب واحد له.

بعد ذلك، لدينا قاعدة الأكسجين. لكن في كلتا الحالتين، الأكسجين هو آخر عنصر نحدد له عدد التأكسد في المركب. ومن ثم، يمكننا تجاهل قاعدة الأكسجين وحساب عدد تأكسد الأكسجين بناء على عدد التأكسد الكلي للمركب. في أكسيد المغنيسيوم، عدد تأكسد الأكسجين هو سالب اثنين لمعادلة عدد تأكسد المغنيسيوم الذي يساوي موجب اثنين. وفي الماء، يكون للأكسجين مرة أخرى عدد تأكسد يساوي سالب اثنين لمعادلة عددي تأكسد ذرتي الهيدروجين الذي يساوي كل منهما موجب واحد. يجب أن نوضح عددي تأكسد ذرتي الهيدروجين، لكننا عادة نكتب عددًا واحدًا فقط فوق رمز العنصر.

والآن يمكننا الانتقال إلى قاعدة الكلور. مرة أخرى، في كلا المركبين اللذين نجد فيهما الكلور، يكون الكلور آخر عنصر نحدد له عدد التأكسد. في ‪HCl‬‏ لا بد أن يساوي عدد تأكسد الكلور سالب واحد، والأمر نفسه ينطبق على كلوريد المغنيسيوم. يجب أن يكون عدد تأكسد كل ذرة كلور سالب واحد لمعادلة عدد تأكسد المغنيسيوم الذي يساوي موجب اثنين. لكن كما هو معتاد، نكتب سالب واحد مرة واحدة فقط. والآن لنر إذا ما حدث أي تفاعل اختزال أو أكسدة. لم يتغير عدد تأكسد المغنيسيوم. فقد ظل عند موجب اثنين، ولم يحدث تغير للأكسجين أو الهيدروجين أو الكلور. ومن ثم، فهذا ليس تفاعل أكسدة واختزال.

بعد ذلك، يمكننا النظر إلى التفاعل بين عنصر الكالسيوم وحمض الكبريتيك. يمكننا تخطي القاعدة الأولى لعدم وجود أي عناصر من المجموعة الأولى، والانتقال مباشرة إلى القاعدة الثانية مع الكالسيوم. لكن القواعد تنطبق فقط على المواد في مركبات. ومن ثم فعدد تأكسد الكالسيوم في صورته العنصرية صفر. لكن عدد تأكسد الكالسيوم في كبريتات الكالسيوم موجب اثنين. ننتقل بعد ذلك إلى قاعدة الهيدروجين. لدينا ‪H2‬‏ هنا، وهو الهيدروجين في صورته العنصرية. ومن ثم فعدد تأكسد الهيدروجين في هذه الحالة هو صفر، وفي حمض الكبريتيك موجب واحد.

بعد ذلك، لدينا قاعدة الأكسجين. في حمض الكبريتيك وكبريتات الكالسيوم، لا يكون الأكسجين آخر عنصر نحدد له عدد التأكسد. ومن ثم يمكننا استخدام القاعدة. لذا في كلتا الحالتين عدد تأكسد الأكسجين هو سالب اثنين. لم يعد لدينا أية قواعد أخرى متبقية. لذلك يجب علينا تحديد عدد تأكسد الكبريت بالطريقة التقليدية. يجب أن يكون مجموع أعداد تأكسد حمض الكبريتيك صفرًا. ومن ثم يمكننا توضيح كل أعداد التأكسد للهيدروجين والأكسجين بالتفصيل. يتبقى لدينا سالب ستة. ومن ثم فإن حالة تأكسد الكبريت لا بد أن تكون موجب ستة.

ومجموعة الكبريتات في كبريتات الكالسيوم مطابقة لتلك في حمض الكبريتيك. ومن ثم، يجب أن يكون عدد تأكسد الكبريت في كبريتات الكالسيوم موجب ستة. في هذه المعادلة، يمكننا أن نرى أن الكالسيوم ينتقل من عدد تأكسد يساوي صفرًا إلى عدد تأكسد يساوي موجب اثنين. هذا تفاعل أكسدة. ويمكننا أن نرى أيضًا أن الهيدروجين تعرض للاختزال؛ إذ انتقل من عدد التأكسد موجب واحد إلى صفر. وهكذا نكون قد أوضحنا أننا نتعامل مع تفاعل أكسدة واختزال.

يوجد أيضًا نوع خاص من تفاعلات الأكسدة والاختزال يطلق عليه تفاعل عدم التناسب. في تفاعل عدم التناسب، نرى مادة واحدة تتعرض للاختزال والأكسدة في الوقت نفسه. عندما يتفكك بيروكسيد الهيدروجين، تنتقل إحدى ذرات الأكسجين من حالة تأكسد تساوي سالب واحد إلى حالة تأكسد تساوي صفرًا. ومن ثم فإنها تتأكسد، بينما تختزل الأخرى حيث تنتقل من حالة تأكسد تساوي سالب واحد إلى حالة تأكسد تساوي سالب اثنين. ومن ثم فالاختزال والأكسدة يحدثان في الوقت نفسه للمادة الكيميائية نفسها.

والآن لنختتم الدرس بالنقاط الرئيسية. يمكننا النظر إلى عدد التأكسد على أنه عدد حسابي يساوي شحنة الذرة أو الأيون في نظام أيوني بنسبة مائة في المائة. وتوجد قواعد بسيطة يمكن اتباعها في حالة المركبات لتحديد أعداد التأكسد. عناصر المجموعة الأولى، والمجموعة الثانية، والمجموعة الثالثة في المركبات تكون أعداد تأكسدها موجب واحد، وموجب اثنين، وموجب ثلاثة على الترتيب.

حالة تأكسد الفلور سالب واحد. وعدد تأكسد الهيدروجين موجب واحد، باستثناء في الهيدريدات حيث يكون عدد تأكسده سالب واحد. عدد تأكسد الأكسجين سالب اثنين باستثناء في البيروكسيدات حيث يكون سالب واحد. وحالة تأكسد الكلور سالب واحد، إلا إذا ارتبط بالفلور أو الأكسجين. والعناصر في صورتها النقية تكون حالات تأكسدها صفرًا.