وزن معادلات الأكسدة والاختزال

3-2 وزن معادلات الأكسدة والاختزال

Balancing Redox Reactions

الفكرة الرئيسة

تصبح معادلات الأكسدة والاختزال موزونة عندما تكون الزيادة الكلية في أعداد التأكسد مساوية للانخفاض الكلي في أعداد التأكسد للذرات الداخلة في التفاعل.

الأهداف

• تربط التغير في عدد التأكسد بانتقال الإلكترونات.
• تستعمل التغير في عدد الأكسدة لوزن معادلات الأكسدة والاختزال.
• تزن معادلة الأكسدة والاختزال الأيونية الكلية مستعملًا طريقة نصف التفاعل.

مراجعة المفردات

المعادلة الأيونية الكلية: معادلة أيونية تتضمن الجسيمات المشاركة في التفاعل فقط.

المفردات الجديدة

• طريقة عدد التأكسد.
• نصف التفاعل.

الربط مع الحياة

عندما تفسد المواد الدهنية في الأطعمة، يقال إنها أصبحت حمضية؛ إذ تكسر الجزيئات الكبيرة خلال تفاعلات الأكسدة والاختزال منتجة رائحة كريهة. وتعد المعادلة الخاصة بهذه العملية معقدة جدًا، ولكننا نستطيع وزنها باستعمال القواعد نفسها التي استعملناها في وزن المعادلات الأبسط.

طريقة عدد التأكسد

The Oxidation-Number Method

يجب وزن المعادلات الكيميائية لتوضيح الكميات الصحيحة للمتفاعلات والنواتج. لذا ادرس المعادلات غير الموزونة الآتية للتفاعل الذي يحدث عندما يوضع النحاس في محلول مركز من حمض النيتريك، كما في الشكل 3-6. ينتج غاز بني اللون هو ثاني أكسيد النيتروجين NO2 من اختزال أيونات النترات NO3−، أما المحلول الأزرق فينتج عن تأكسد النحاس Cu إلى أيون النحاس II Cu2+.

Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO2(g) + H2O(l)

لاحظ أن الأكسجين يظهر فقط في مادة متفاعلة واحدة هي HNO3، ولكنه يظهر في النواتج الثلاثة جميعها، أما النيتروجين فيظهر في HNO3 وفي اثنين من النواتج. مثل معادلة الأكسدة والاختزال هذه التي يظهر فيها العنصر نفسه في عدة مواد متفاعلة وناتجة يصعب وزنها. وكما تعلم، فعندما تفقد الذرة الإلكترونات يزداد عدد تأكسدها، وعندما تكتسب الذرة الإلكترونات يقل عدد تأكسدها. ويجب أن يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة عدد الإلكترونات المفقودة. ولذا يجب أن يكون مجموع الزيادة في عدد التأكسد مساويًا لمجموع الانخفاض في أعداد التأكسد للذرات المشتركة في التفاعل. وتسمى مثل هذه الطريقة طريقة عدد التأكسد، وتعتمد على المبادئ في الجدول 3-4.

الشكل 3-6

من الصعب أحيانًا وزن بعض المعادلات الكيميائية كما في تفاعلات الأكسدة والاختزال بين النحاس وحمض النيتريك؛ لأن العناصر تظهر أكثر من مرة في كل جهة من المعادلة.

الجدول 3-4: طريقة عدد التأكسد

| خطوات طريقة عدد التأكسد |
| --------------------------------------------------------------------------------- |
| حدد أعداد التأكسد لجميع الذرات في المعادلة. |
| حدد الذرات التي تأكسدت والذرات التي اختزلت. |
| حدد التغير في عدد التأكسد للذرات التي تأكسدت والذرات التي اختزلت. |
| اجعل التغير في أعداد التأكسد متساويًا في القيمة؛ وذلك بضبط المعاملات في المعادلة. |
| استعمل الطريقة التقليدية في وزن المعادلة الكيميائية الكلية، إذا كان ذلك ضروريًا. |

---

#

مثال 3-3

طريقة عدد التأكسد

زن معادلة الأكسدة والاختزال الآتية:

Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO2(g) + H2O(l)

1 تحليل المسألة

استخدم قواعد تحديد عدد التأكسد. ويجب أن تساوي زيادة عدد التأكسد للذرات المتأكسدة مع نقصان عدد التأكسد للذرات المختزلة. ثم اضبط المعاملات لوزن المعادلة.

2 حساب المطلوب

حدد أعداد التأكسد للذرات كلها في المعادلة:

Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO2(g) + H2O(l)

أعداد التأكسد:

• Cu في المتفاعلات = 0
• H في HNO3 = +1
• N في HNO3 = +5
• O في HNO3 = -2
• Cu في Cu(NO3)2 = +2
• N في Cu(NO3)2 = +5
• O في Cu(NO3)2 = -2
• N في NO2 = +4
• O في NO2 = -2
• H في H2O = +1
• O في H2O = -2

حدد أعداد التأكسد للذرات كلها في المعادلة:

• Cu تأكسدت.
• N اختزلت.
• H لم يتغير.
• O لم يتغير.
• N في أيون النترات NO3− لم يتغير.

حدد التغيرات في عدد التأكسد لجميع الذرات التي تأكسدت والذرات التي اختزلت:

التغير في عدد تأكسد Cu = +2
التغير في عدد تأكسد N = -1

تأكسد النحاس لأنه خسر إلكترونات.
اختزل النيتروجين لأنه اكتسب إلكترونًا.

اجعل التغير في أعداد التأكسد متساويًا في القيمة؛ وذلك بضبط المعاملات في المعادلة:

Cu(s) + 2HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + H2O(l)

إذا كان التغير في عدد التأكسد لـ N هو -1، فإنه يجب إضافة المعامل 2 إلى N، وهذا المعامل ينطبق على كل من HNO3 وNO2.

استعمل الطريقة التقليدية في وزن بقية المعادلة:

Cu(s) + 2HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + H2O(l)

يجب زيادة معامل HNO3 من 2 إلى 4 لموازنة 4 ذرات نيتروجين في النواتج:

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + H2O(l)

أضف المعامل 2 إلى H2O لموازنة 4 ذرات هيدروجين في الجهة اليسرى:

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

3 تقويم الإجابة

عدد ذرات كل عنصر متساوية على جانبي المعادلة.

مسائل تدريبية

استعمل طريقة عدد التأكسد في وزن معادلات الأكسدة والاختزال الآتية:

• HCl(aq) + HNO3(aq) → HClO(aq) + NO(g) + H2O(l)

• SnCl4(aq) + Fe(s) → SnCl2(s) + FeCl3(aq)

• NH3(g) + NO2(g) → N2(g) + H2O(l)

• تحفيز:

SO2(g) + Br2(aq) + H2O(l) → HBr(aq) + H2SO4(aq)

---

#

مختبر تحليل البيانات

مبنية على بيانات واقعية

حلل واستنتج

كيف تعمل تفاعلات الأكسدة والاختزال على إطلاق المكوك الفضائي؟ يكتسب المكوك الفضائي 72% من قوة اندفاعه من صاروخي الوقود الصلب اللذين يستعملان الوقود الصلب خلال الدقيقتين الأوليين من عملية إطلاق الصاروخ، ويرتبط صاروخان على هيئة قلم الرصاص معًا من كلا الجانبين بخزان الهيدروجين السائل ووقود الأكسجين. ويحتوي كل صاروخ على 499,000 kg تقريبًا من مزيج الدفع.

البيانات والملاحظات

مزيج الدفع في صواريخ الإسناد

| المكونات | النسبة المئوية |
| -------------------- | -------------: |
| فوق كلورات الأمونيوم | 69.6 |
| الألومنيوم | 16 |
| المادة المحفزة | 0.4 |
| البلاستيك | 12.04 |
| معامل المعالجة | 1.96 |

أخذت هذه البيانات من:
Dumoulin, Jim. "Solid Rocket Boosters." NSTS Shuttle Reference Manual. 1988.

التفكير الناقد

• زن باستعمال طريقة عدد التأكسد في وزن المعادلة الكيميائية لتفاعل صواريخ الإسناد:

NH4ClO4(s) + Al(s) → Al2O3(s) + HCl(g) + N2(g) + H2O(g)

• حدد أي العناصر تأكسدت، وأيها اختزلت؟

• استدل ما مزايا استعمال تفاعل وقود الصواريخ الصلب solid rocket boosters (SRB) في الدقيقتين الأوليين من الإطلاق؟

• احسب ما عدد مولات بخار الماء الناتجة عن تفاعل واحد من (SRB)؟

وزن معادلات الأكسدة والاختزال الأيونية الكلية

Balancing Net Ionic Redox Equations

يفضل الكيميائيون في بعض الأحيان التعبير عن تفاعلات الأكسدة والاختزال بأبسط ما يمكن، كما في المعادلات التي توضح عمليات الأكسدة والاختزال فقط. وبالرجوع مجددًا إلى المعادلة الموزونة لتفاعل تأكسد النحاس في محلول حمض النيتريك:

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

لاحظ أن التفاعل يحدث في محلول مائي، وأن HNO3 هو حمض قوي سوف يتأين كليًا، كما أن نترات النحاس II Cu(NO3)2 تتفكك إلى أيونات، لذا يمكن كتابة المعادلة على النحو الآتي:

Cu(s) + 4H+(aq) + 4NO3−(aq) → Cu2+(aq) + 2NO3−(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

توجد أربعة أيونات من النترات في طرف المواد المتفاعلة، اثنان منها فقط قد تغيرا إلى ثاني أكسيد النيتروجين، وبقي الأيونان الآخران دون تغير، حيث يمكن حذفهما من المعادلة. ولتبسيط الأمور، يكتب الكيميائيون أيونات الهيدروجين في صورة H+(aq) مع الاتفاق على وجودها في صورة H3O+(aq). والآن يمكن كتابة المعادلة لبيان المواد المشتركة في التفاعل على النحو الآتي:

Cu(s) + 4H+(aq) + 2NO3−(aq) → Cu2+(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

والآن انظر إلى المعادلة الأيونية الموزونة:

Cu(s) + H+(aq) + NO3−(aq) → Cu2+(aq) + NO2(g) + H2O(l)

في وسط حمضي.

لاحظ أن التفاعل نفسه غير موزون، بطريقة توضح فقط المواد التي تأكسدت والتي اختزلت في وسط حمضي. وفي هذه الحالة، قد تحتاج إلى تأين الهيدروجين لأي تفاعل أكسدة أو اختزال. وتوجد في المحلول أيونات الهيدروجين H+ وجزيئات الماء بوفرة وتستطيع المشاركة في تفاعل الأكسدة والاختزال سواء في صورة متفاعلات أو نواتج. وتحدث بعض تفاعلات الأكسدة والاختزال فقط في المحاليل القاعدية، وعند وزن معادلات هذه التفاعلات يمكنك إضافة أيونات الهيدروكسيد OH− وجزيئات الماء إلى طرفي المعادلة.

---

#

مثال 3-4

وزن معادلة الأكسدة والاختزال الأيونية الكلية

زن معادلة الأكسدة والاختزال الآتية:

ClO4−(aq) + Br−(aq) → Cl−(aq) + Br2(g)

في الوسط الحمضي.

1 تحليل المسألة

استعمل قواعد تحديد عدد التأكسد. يجب أن تساوي الزيادة في عدد التأكسد للذرات التي تأكسدت مع النقصان في عدد التأكسد للذرات التي اختزلت. حدث التفاعل في وسط حمضي؛ اضبط المعاملات لوزن التفاعل.

2 حساب المطلوب

حدد أعداد التأكسد لجميع الذرات في المعادلة:

ClO4−(aq) + Br−(aq) → Cl−(aq) + Br2(g)

أعداد التأكسد:

• Cl في ClO4− = +7
• O في ClO4− = -2
• Br− = -1
• Cl− = -1
• Br2 = 0

حدد الذرات التي اختزلت والذرات التي تأكسدت:

• Br تأكسدت.
• Cl اختزلت.

حدد التغير في عدد التأكسد للذرات التي تأكسدت والذرات التي اختزلت:

التغير في عدد تأكسد Br = +1
التغير في عدد تأكسد Cl = -8

اجعل التغير في قيم عدد التأكسد متساويًا، وذلك بضبط معاملات المعادلة:

ClO4−(aq) + 8Br−(aq) → Cl−(aq) + 4Br2(g)

بما أن التغير في عدد التأكسد لـ Br هو +1، لذا يجب أن يكون معامل Br− هو 8، وأن يكون معامل Br2 هو 4 لموازنة ثماني ذرات بروم.

أضف عددًا كافيًا من أيونات الهيدروجين وجزيئات الماء إلى المعادلة؛ لوزن ذرات الأكسجين على طرفي المعادلة:

ClO4−(aq) + 8Br−(aq) + 8H+(aq) → Cl−(aq) + 4Br2(g) + 4H2O(l)

3 تقويم الإجابة

عدد ذرات كل عنصر متساوية في كلا طرفي المعادلة. وكما في المعادلة الأيونية فإن الشحنة الكلية في الطرف الأيمن تساوي الشحنة الكلية في الطرف الأيسر.

مسائل تدريبية

استعمل طريقة عدد التأكسد في وزن المعادلات الأيونية الكلية الآتية:

• H2S(g) + NO3−(aq) → S(s) + NO(g)

في الوسط الحمضي.

• Cr2O7^2−(aq) + I−(aq) → Cr3+(aq) + I2(s)

في الوسط الحمضي.

• Zn(s) + NO3−(aq) → Zn2+(aq) + NO2(g)

في الوسط الحمضي.

• تحفيز:

I−(aq) + MnO4−(aq) → I2(s) + MnO2(s)
في الوسط القاعدي.

---

#

الربط مع علم الأحياء

فيم تشترك أسماك أعماق المحيط والذباب الناري مع البكتيريا المضيئة؟ إن هذه الأنواع من الكائنات - وكائنات أخرى - تطلق الضوء. والضوء المنبعث ما هو إلا تحويل لطاقة الوضع في الروابط الكيميائية إلى طاقة ضوئية خلال تفاعلات الأكسدة والاختزال. وينبعث الضوء بوسائل مختلفة اعتمادًا على أنواع الكائنات. ففي الذباب الناري الموضح في الشكل 3-7 ينتج الضوء عن تأكسد جزيئات اللوسيفيرين Luciferin. ولا يزال العلماء يكتشفون سر الإضاءة الحيوية؛ فبعض الكائنات المضيئة تطلق الضوء باستمرار، في حين تطلق الكائنات الأخرى ضوءًا عندما تتعرض للمضايقة. ويبدو أن بعض أسماك أعماق البحار وقناديل البحر لها قدرة على التحكم في الضوء الذي تطلقه.

الشكل 3-7

تصدر بعض الكائنات الحية ضوءًا لأهداف مختلفة، لجذب الإناث، أو للدفاع عن الصغار. ويساعد الضوء المنبعث على الرؤية والتمييز والإدراك.

تجربة عملية

حساب أعداد التأكسد.
ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية.

وزن معادلة الأكسدة والاختزال باستعمال طريقة نصف التفاعل

Balancing Redox Reactions Using Half-Reactions

المواد في الكيمياء هي أي جسيمات توجد في المعادلة؛ حيث يوجد في معادلة الاتزان الآتية:

NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH−(aq)

أربعة أنواع من المواد، كليًا جزيئان هما H2O وNH3، وأيونان هما NH4+ وOH−. وتحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال عندما توجد مواد قادرة على منح الإلكترونات، عوامل مختزلة، لمواد أخرى قريبة منها، ولها قدرة على كسب هذه الإلكترونات، عوامل مؤكسدة. فعلى سبيل المثال يمكن للحديد أن يختزل أنواعًا عدة من العوامل المؤكسدة، بما فيها الكلور:

2Fe(s) + 3Cl2(g) → 2FeCl3(aq)

وفي هذا التفاعل تتأكسد كل ذرة حديد بفقدها 3 إلكترونات لتصبح أيون Fe3+. وفي الوقت نفسه، فإن كل ذرة كلور في Cl2 تختزل باكتسابها إلكترونًا واحدًا لتصبح أيون Cl−.

الأكسدة:

Fe → Fe3+ + 3e−

الاختزال:

Cl2 + 2e− → 2Cl−

تمثل هذه المعادلات أنصاف تفاعلات؛ حيث يمثل كل نصف تفاعل أحد جزأي تفاعل الأكسدة والاختزال؛ أي تفاعل الأكسدة أو تفاعل الاختزال. ويبين الجدول 3-5 التنوع في أنصاف تفاعلات الاختزال التي تتضمن تأكسد Fe إلى Fe3+.

الجدول 3-5: تفاعلات الأكسدة والاختزال التي يحدث فيها تأكسد الحديد

| التفاعل الكلي غير الموزون | نصف تفاعل التأكسد | نصف تفاعل الاختزال |
| --------------------------- | ----------------- | ------------------ |
| Fe + O2 → Fe2O3 | Fe → Fe3+ + 3e− | O2 + 4e− → 2O2− |
| Fe + F2 → FeF3 | Fe → Fe3+ + 3e− | F2 + 2e− → 2F− |
| Fe + HBr → H2 + FeBr3 | Fe → Fe3+ + 3e− | 2H+ + 2e− → H2 |
| Fe + AgNO3 → Ag + Fe(NO3)3 | Fe → Fe3+ + 3e− | Ag+ + e− → Ag |
| Fe + CuSO4 → Cu + Fe2(SO4)3 | Fe → Fe3+ + 3e− | Cu2+ + 2e− → Cu |

---

#

الشكل 3-8

يترسب النحاس على الحديد نتيجة لتفاعل الأكسدة والاختزال بين الحديد ومحلول كبريتات النحاس، ويمكنك وزن المعادلة الكيميائية لهذا التفاعل بطريقة نصف التفاعل.

سوف تتعلم المزيد عن أهمية أنصاف التفاعلات عند دراستك الكيمياء الكهربائية لاحقًا، ولكن في الوقت الحالي سوف تتعلم كيف تستعمل أنصاف التفاعل لوزن معادلة الأكسدة. فعلى سبيل المثال، تمثل المعادلة غير الموزونة الآتية التفاعل الذي يحدث عند وضع صفيحة من الحديد في محلول كبريتات النحاس II، كما في الشكل 3-8:

Fe(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + Fe2(SO4)3(aq)

تتأكسد ذرات الحديد عندما تفقد الإلكترونات لأيونات النحاس II. أما خطوات وزن معادلات الأكسدة والاختزال باستخدام طريقة نصف التفاعل فهي موضحة في الجدول 3-6.

المطويات

ضمن مطويتك معلومات من هذا القسم.

المفردات

المفردات الأكاديمية:

الطريقة Method: آلية لعمل شيء ما. يستعد الطلبة للامتحان بطرق مختلفة.

الجدول 3-6: طريقة نصف التفاعل

| الخطوة | التطبيق |
| ----------------------------------------------------------------------------------------------------------- | ---------------------------------------------------------------------------------------------------------- |
| 1. اكتب المعادلة الأيونية الكلية للتفاعل، مهملًا الأيونات المتفرجة. | Fe(s) + Cu2+(aq) + SO4^2−(aq) → Cu(s) + 2Fe3+(aq) + 3SO4^2−(aq) <br> Fe(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + 2Fe3+(aq) |
| 2. اكتب نصفي تفاعل الأكسدة والاختزال للمعادلة الأيونية الكلية. | Fe(s) → 2Fe3+(aq) + 6e− <br> Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) |
| 3. زن الذرات والشحنات في كل نصف تفاعل. | 2Fe(s) → 2Fe3+(aq) + 6e− <br> Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) |
| 4. زن المعادلات على أن يكون عدد الإلكترونات المفقودة في التأكسد يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة في الاختزال. | 2Fe(s) → 2Fe3+(aq) + 6e− <br> 3Cu2+(aq) + 6e− → 3Cu(s) |
| 5. اجمع نصفي التفاعل الموزونين، وأعد الأيونات المتفرجة. | 2Fe(s) + 3Cu2+(aq) → 3Cu(s) + 2Fe3+(aq) <br> 2Fe(s) + 3CuSO4(aq) → 3Cu(s) + Fe2(SO4)3(aq) |

---

#

مثال 3-5

وزن معادلة الأكسدة والاختزال باستعمال طريقة نصف التفاعل

زن معادلة التأكسد والاختزال الآتية باستعمال طريقة نصف التفاعل:

KMnO4(aq) + SO2(g) → MnSO4(aq) + K2SO4(aq)

في الوسط الحمضي.

1 تحليل المسألة

حدث التفاعل في الوسط الحمضي. استعمل قواعد تحديد أعداد التأكسد، وخطوات وزن المعادلة بطريقة نصف التفاعل لوزن معادلة التفاعل بين برمنجنات البوتاسيوم وثاني أكسيد الكبريت.

2 حساب المطلوب

اكتب المعادلة الأيونية الكلية للتفاعل:

MnO4−(aq) + SO2(g) → Mn2+(aq) + SO4^2−(aq)

احذف المعاملات والأيونات المتفرجة.

اكتب نصفي تفاعل الأكسدة والاختزال للمعادلة الأيونية الكلية، متضمنة أعداد التأكسد:

SO2(g) → SO4^2−(aq) + 2e−
تأكسد.

MnO4−(aq) + 5e− → Mn2+(aq)
اختزال.

زن الذرات والشحنات في نصفي التفاعل:

SO2(g) + 2H2O(l) → SO4^2−(aq) + 2e− + 4H+(aq)
تأكسد.

MnO4−(aq) + 5e− + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
اختزال.

تتوافر جزيئات H2O في الوسط الحمضي بكثرة، ويمكن استخدامها في وزن ذرات الأكسجين، كما تتوافر أيونات H+ بسهولة، ويمكن أن تستخدم في وزن الشحنة.

اضبط المعاملات على أن يكون عدد الإلكترونات المفقودة في التأكسد 2 يساوي عدد الإلكترونات المكتسبة في الاختزال 5:

5SO2(g) + 10H2O(l) → 5SO4^2−(aq) + 20H+(aq) + 10e−
تأكسد.

2MnO4−(aq) + 16H+(aq) + 10e− → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)
اختزال.

المضاعف المشترك الأصغر بين 2 و5 هو 10، وبالضرب التبادلي تحصل على وزن نصفي تفاعل التأكسد والاختزال.

اجمع نصفي التفاعل اللذين تم وزنهما، ثم وزنه، وبسط المعادلة بحذف أو تجميع المواد المتشابهة في طرفي المعادلة:

5SO2(g) + 10H2O(l) + 2MnO4−(aq) + 16H+(aq) + 10e−
→ 5SO4^2−(aq) + 20H+(aq) + 10e− + 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)

بعد التبسيط:

5SO2(g) + 2H2O(l) + 2MnO4−(aq)
→ 5SO4^2−(aq) + 4H+(aq) + 2Mn2+(aq)

أعد وضع الأيونات المتفرجة K+، وكذلك حالات المواد:

5SO2(g) + 2H2O(l) + 2KMnO4(aq)
→ K2SO4(aq) + 2H2SO4(aq) + 2MnSO4(aq)

أضيفت أيونات K+ إلى أيونات MnO4− في الجهة اليسرى، وأضيفت أيونات SO4^2− إلى الجهة اليمنى، ثم زوجت الأيونات المتبقية من أيون H+ وأيونات Mn2+.

3 تقويم الإجابة

تشير مراجعة المعادلة الموزونة إلى أن عدد ذرات كل عنصر هو نفسه في طرفي المعادلة.

مسائل تدريبية

استعمل طريقة نصف التفاعل في وزن معادلات الأكسدة والاختزال الآتية:

• Cr2O7^2−(aq) + I−(aq) → Cr3+(aq) + I2(s)

في الوسط الحمضي.

• Mn2+(aq) + BiO3−(aq) → MnO4−(aq) + Bi3+(aq)

في الوسط الحمضي.

• تحفيز:

N2O(g) + ClO−(aq) → NO2−(aq) + Cl−(aq)
في الوسط القاعدي.

---

#

استراتيجية حل المسألة

وزن معادلات الأكسدة والاختزال

حدد أعداد التأكسد في المواد التي اختزلت، وأيها تعد عوامل مؤكسدة، وأيها تعد عوامل مختزلة؟

وزن معاملات الأكسدة والاختزال بطريقة عدد التأكسد

• حدد أعداد التأكسد للعناصر كافة.
• اضبط المعاملات في المعادلة بحيث تكون أعداد التأكسد متساوية في القيمة.
• زن بقية المعادلة باستعمال الطريقة التقليدية.

وزن معادلات الأكسدة والاختزال بطريقة نصف التفاعل

هل تظهر المواد التي تأكسدت أو اختزلت أكثر من مرة في طرفي المعادلة، وهل يحدث التفاعل في وسط حمضي أو في وسط قاعدي؟

إذا كانت الإجابة نعم:

• اكتب المعادلة الأيونية النهائية للمعادلة مع حذف الأيونات المتفرجة.
• حدد نصف تفاعل الأكسدة ونصف تفاعل الاختزال.
• زن الذرات والشحنات في كل نصف تفاعل.
• اضبط المعاملات على أن يكون عدد الإلكترونات المفقودة مساويًا لعدد الإلكترونات المكتسبة.
• اجمع نصفي تفاعل الأكسدة والاختزال، وأعد الأيونات المتفرجة.

طبق الاستراتيجية

زن المعادلة الآتية مستعملًا المخطط:

P4(s) → HPO3^2−(aq) + PH3(g)

في الوسط الحمضي.

التقويم 3-2

الخلاصة

• يصعب وزن معظم معادلات الأكسدة والاختزال باستعمال الطريقة التقليدية.
• تعتمد طريقة عدد التأكسد على مساواة عدد الإلكترونات المفقودة من الذرات بعدد الإلكترونات المكتسبة من قبل ذرات أخرى.
• لوزن معادلات التفاعلات في الوسط الحمضي، أضف عددًا كافيًا من أيونات الهيدروجين وجزيئات الماء.
• أضف عددًا كافيًا من أيونات الهيدروكسيد وجزيئات الماء لوزن معادلات التفاعلات في الوسط القاعدي.
• نصف التفاعل هو أحد جزأي تفاعل الأكسدة والاختزال.

أسئلة التقويم

• الفكرة الرئيسة: صف كيف يرتبط التغير في عدد التأكسد بعمليات الأكسدة والاختزال؟

• صف لماذا يعد من المهم معرفة الظروف التي يتم فيها تفاعل الأكسدة والاختزال في المحلول المائي بهدف وزن معادلة التفاعل؟

• فسر خطوات طريقة عدد التأكسد لوزن المعادلة.

• حدد ماذا يوضح نصف تفاعل التأكسد؟ وماذا يوضح نصف تفاعل الاختزال؟

• اكتب نصف تفاعل الأكسدة ونصف تفاعل الاختزال لتفاعل الأكسدة والاختزال الآتي:

Pb(s) + Pd(NO3)2(aq) → Pb(NO3)2(aq) + Pd(s)

• حدد إذا كان نصف تفاعل الأكسدة هو:

Sn2+ → Sn4+ + 2e−

ونصف تفاعل الاختزال هو:

Au3+ + 3e− → Au

فأي أقل عدد من أيونات القصدير II وأيونات الذهب III يمكن أن تتفاعل حتى لا تبقى إلكترونات؟

• طبق: زن المعادلات الآتية:

a. HClO3(aq) → ClO2(g) + HClO4(aq) + H2O(l)

b. H2SeO3(aq) + HClO3(aq) → H2SeO4(aq) + Cl2(g) + H2O(l)

c. Cr2O7^2−(aq) + Fe2+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq)
في وسط حمضي.