0259.doc

Transcription

1 مفهوم عدد اکسايش چيست MnO به هر اتم از يک مولکول يا از يک يون مرکب (پيچيده) مانند NO 3 SO 4 4 و يا به هر اتم به حالت ا زاد يا به صورت يون ساده S عددي به نام عدد Cl و Mg Na مانند اکسايش نسبت ميدهند. اين عدد حالت اکسايش اتم مورد نظر را در نمونههاي بالا نشان ميدهد. تخصيص يک عدد مناسب به هر اتم تدبير مفيدي است که ما را در موازنه واکنشهاي اكسايش- کاهش کمک ميکند. قواعد زير چگونگي اختصاص دادن اعداد اکسايش مناسب به اتمها را معلوم ميدارد. الف.عدد اکسايش کليه اتمهاي عناصر به حالت ا زاد مساوي صفر است. مثلا عدد اکسايش در P 4 و S اتم اکسيژن در اکسيژن ا زاد P مساوي صفر است و يا عدد اکسايش ( ) O نيز مساوي صفر است. به همين ترتيب عدد اکسايش Fe در فلز ا هن Cu در در S 8 فلز مس و مانند ا نها هم مساوي صفر است. ب. عدد اکسايش هر يون ساده با بار الکتريکي ا ن برابر است. براي مثال عدد اکسايش هر S Cl Al 3 Ca Na يک از يونهاي به ترتيب برابر و - است. ج. عدد اکسايش اتم اکسيژن در اغلب ترکيبات اکسيژندار برابر - است. در پروکسيدها که حاوي يون پروکسيدند O) ( O سوپراکسيدها که محتوي يون 1 O) ( O عدد اکسايش اتم O براب ر 1- و در هستند عدد اکسايش اتم O برابر 1 است. عدد اکسايش اتم O در ترکيبات فلوي ور با اکسيژن مانند OF مساوي است.

2 عدد اکسايش اتم H در اغلب ترکيبات ي يدروژندار برابر 1 و در ي يدريدهاي فلزي مثل د. ( CaH, KH ) عدد اکسايش H برابر 1- است. ه. در پيوندهاي کوالانسي قطبي الکترونهاي پيوندي را يکجا به اتم الکترونگاتيوتر نسبت ميدهيم و از ا نجا عدد اکسايش اتمهاي شرکت کننده در پيوند را تعيين ميکنيم. در اين شرايط عدد اکسايش هر اتم با بار الکتريکي نسبت داده شدهاي که از اين طريق بدست ميا ورد يکسان است. به عنوان مثال در H Cl زوج الکترون پيوند کوالانسي بين اتم H و اتم Cl را کلا به Cl نسبت ميدهيم. از اين راه بار الکتريکي Cl مساوي و از ا ن H 1- برابر 1 خواهد شد. و. مجموع اعداد اکسايش تمام اتمهاي يک مولکول خنثي برابر صفر است. ز. مجموع اعداد اکسايش تمام اتمهاي يک يون (پيچيده) مرکب مساوي بار الکتريکي ا ن يون است. چگونه عدد اکسايش برخي اتمها را در ترکيبات تعيين ميکنند با در نظر گرفتن جدول زير و قواعد بيان شده به ا ساني ميتوان عدد اکسايش هر اتمي را در هر نوع ترکيبي محاسبه کرد. جسم اتم عنصر در حالت ا زاد اتم عنصر در يون ساده ي يدروژن در ترکيبات اکسيژن در ترکيبات عدد اکسايش صفر بارالکتريکي يون 1 (جز در ي يدريدهاي فلزي) - (جز در پروکسيدها سوپراکسيدها و در ترکيبات با فلوي ور)

3 مثال.1 عدد اکسايش اتم P در H 3 PO 4 چيست حل. جمع جبري اعداد اکسايش يک مولکول بايد صفر شود. بنابراين: = 0 (عدد اکسايش 4( O (عدد اکسايش ( P (عدد اکسايش 3( H عدد اکسايش P را x فرض ميکنيم. هر H عدد اکسايش برابر 1 (قاعده 7 ) و هر O عدد اکسايشي برابر (قاعده 6) دارد. -) = 0 x = 5 3(1) x4( مثال. عدد اکسايش Cl در کلسيم پرکلرات ) 4 Ca(ClO چقدر است = 0 حل. (عدد اکسايش O)8 (عدد اکسايش ) Cl (عدد اکسايش (Ca را به جاي عدد اکسايش Cl بکار بريم چون Ca عنصر گروهIIA است عدد اکسايش ا ن اگر x Ca است. عدد اکسايش O - است. بنابراين: يعني برابر بار روي يون x 8(-) = 0 x = 14 x = 7 () Ca است و چون در برابر هر يون اين نوع مسي له راه حل ديگري نيز دارد. چون بار يون ک سيل م دو يون پرکلرات وجود دارد بنابراين بار يون پرکلرات بايد 1 باشد و فرمول يوني ClO است. بنابراين: ا ن 4

4 7 = x x 4(-) = 1-1- = (عدد اکسايش 4( O (عدد اکسايش (Cl عدد اکسايش 7 و اعداد اکسايش مشابه بايد با احتياط مورد تفسير قرار گيرند. اين اعداد نشانه بار يوني که معناي خاص فيزيکي دارد نيستند بلکه تنها با قراردادي اختياري بدست ا مدهاند. در عين حال اين ارقام در بسياري محاسبات مفيد هستند. مثال 3. عدد اکسايش B در اسيد بوريک 3 H 3 BO را حساب کنيد. حل. عدد اکسايش اتم B در ترکيب بالا = x x 3*( -) 3 * (1) = 0 x = 3 مثال 4. عدد اکسايش اتم Mn را در MnO 4 حساب کنيد. حل. عدد اکسايش Mn در يون داده شده = x x 4* (-) =-1 x = 7 مثال 5. ميانگين عدد اکسايش اتم S در Na SO3 (تيوسولفات سديم) را حساب کنيد. -) = 0 x = حل. x *(1)3*( مثال 6. ميانگين عدد اکسايش Fe را در Fe 3 O 4 حساب کنيد. 3 x 4*(-) = 0 x = 8 3 از FeO و Fe O 3 بدست ا مده است. عدد اکسايش اتم Fe در اکسيد اولي 3 و در Fe 3 O 4 دومي 8 8 است. عدد اکسايش که در بالا محاسبه شد با هيچ کدام از ا ن دو مطابقت ندارد. اما عدد 3 3

5 ميانگين عدد اکسايش دو اتم ا هن با عدد اکسايش 3 و يک اتم Fe با عدد اکسايش را ميرساند. يعني: = 3 3 درصورتيکه اتمهاي عنصري در يک ترکيب بيش از يک عدد اکسايش داشته باشد عدد اکسايشي که به روش بالا براي ا ن عنصر بدست ميا يد به صورت يک مقدار ميانگين خواهد بود. براي تعيين اعداد اکسايش واقعي بايستي اطلاعات دقيقي از ساختمان ا ن ترکيب در اختيار داشت. مثال 7. عدد اکسايش اتم S در: H S HSO7 الف. H SO 4 ب. ج. چيست حل. جمع جبري اعداد اکسايش تمامي اتمهاي يک مولکول يا يک واحد فرمولي خنثي برابر صفر است. H SO 4 الف.عدد اکسايش S در x-8 = 0 x = 6 HSO7 ب. عدد اکسايش S در (ميانگين عدد اكسايش) x-14 = 0 x = 1 x = 6 ج. عدد اکسايش S در H S (ميانگين عدد اكسايش) x = 0 x = - x = -1 مثال 8. عدد اکسايش اتم Mn در: Mn 3 O 4 K MnO 4 الف. MnO ب. ج. چيست

6 حل. الف.عدد اکسايش Mn در MnO x- = 0 x = ب. عدد اکسايش Mn در K MnO 4 x-8 = 0 x = 6 در Mn 3 O 4 ج. عدد اکسايش Mn (ميانگين عدد اکسايش) 8 3 x-8= 0 x = 3 Cr O 7 مثال 9. عدد اکسايش اتم Cr در يون چيست حل. مجموع جبري اعداد اکسايش تمامي اتمهاي يک يون پيچيده برابر بار الکتريکي ا ن يون -14 = - x = 6 Cr O 7 است. عدد اکسايش Cr در يون x مثال 10. عدد اکسايش نيتروژن در: الف. NH 4 ب. NH 4 NO 3 (هر يک از نيتروژنها جداگانه و ميانگين عدد اکسايش) چيست حل. -3 NH الف.عدد اکسايش N در 4 x4 = 1 x =

7 x-6 = -1 x = 5 عدد اکسايش N 3 در يون NO ب. NH طبق بند در يون 4 (الف ( همين مثال برابر 3- و ميانگين عدد اکسايش N در نيترات -64 = 0 x = x = 1 ا مونيم x همانطور که در مثالهاي بالا ديديد غالبا مشاهده ميشود که عنصري در ترکيبات خود حالتهاي اکسايش متنوع دارد. مثلا نيتروژن اعداد اکسايش از 3 (براي نمونه در ( NH 3 تا 5 (مثلا در ( HNO 3 را داراست. موارد کلي زير براي عناصري که داراي چند عدد اکسايش هستند قابل ذکر است: 1. بالاترين عدد اکسايش يک عنصر خانوادهA برابر با شماره گروه ا ن است که با تعداد الکترونهاي والانس ا ن يکي است. انتظار نميرود يک اتم بيش از الکترونهاي والانس خود الکترون از دست دهد بنابراين بالاترين تعداد بار (حتي بار فرضي) يک اتم برابر شماره گروه عنصر است.. پاي ينترين عدد اکسايش يک عنصر خانوادهA برابر بار يون تک اتمي ا ن عنصر است. بالاترين عدد اکسايش گوگرد (عضو گروهVIA ) 6 است (مثلا در.( H SO 4 پاي ينترين عدد اکسايش گوگرد (مثلا در Na S و ( H S است. بالاترين عدد اکسايش سديم (عضو گروهIA ( مانند پاي ينترين عدد اکسايش ا ن 1 است. البته عدد اکسايش سديم عنصري صفر است. اين تعميم موارد استثنايي نيز دارد که فلوي ور و اکسيژن از ا ن جمله هستند. اعداد اکسايش با بارهاي قراردادي يکي نيستند. در تعيين بارهاي قراردادي يک اتم در يک مولکول کوالانسي الکترونهاي پيوندي به تساوي بين دو اتم پيوند تقسيم ميشود و به قطبي بودن پيوند

8 ناشي از شراکت نامساوي الکترونها توجهي نميشود درحاليکه در تعيين اعداد اکسايش جفت الکترونهاي پيوندي به اتم الکترونگاتيوتر نسبت داده ميشوند. هر دو مفهوم فقط قراردادي هستند. بارهاي قراردادي براي تفسير ساختار و برخي خواص مولکولهاي کوالانسي مفيدند. اعداد اکسايش در موارد زيادي مورد استفاده هستند. از ا نها ميتوان در نوشتن فرمولها در طبقهبندي خواص شيميايي عناصر در تشخيص و نظم دادن به پديدههاي اکسايش- کاهش و در موازنه معادلات اکسايش-کاهش کمک گرفت. مفهوم اکسيداسيون (اکسايش) و احيا (کاهش) چيست در قديم اصطلاح اکسيداسيون (اکسايش) براي واکنشهايي بکار برده ميشد که در ا نها جسمي با اکسيژن ترکيب ميگرديد مانند: Ca O CaO به همين ترتيب اصطلاح احيا (کاهش) به واکنشهايي اطلاق ميگرديد که در ا نها اکسيژن از جسمي جدا ميشد مانند: CuO H Cu HO امروزه اصطلاح اکسايش-کاهش در معناي بسيار وسيعتري بکار ميرود بطوريکه کليه واکنشهايي که در ا نها الکترون از يک واکنش دهنده به واکنش دهنده ديگر منتقل ميشود واکنشهاي اکسايش-کاهش ناميده ميشوند. مانند: Zn H Zn H (گاز) (ا بي) (ا بي) (جامد)

9 در اين مثال Zn به عنوان يکي از واکنش دهندهها به واکنش دهنده ديگر يعني يونهاي H (ا بي) الکترون ميدهد. به اين ترتيب: اکسايش يعني ا نکه يک اتم يا مولکول يا يون ضمن واکنش الکترون از دست بدهد. کاهش يعني ا نکه يک اتم يا مولکول يا يون ضمن واکنش الکترون دريافت کند. بايد توجه داشت هر اکسايشي با کاهشي همراه است. در هر واکنش اکسايش-کاهش نيم واکنش اکسايش و نيم واکنش کاهش بطور همزمان صورت ميگيرند. براي بررسي اين موضوع واکنش زير را در نظر ميگيريم: Cl I Cl I (جامد) (ا بي) (ا بي) (گاز) I در اين واکنش يونهاي در نيم واکنش اکسايش شرکت ميکنند و اکسيد ميشوند: I I e (جامد) (ا بي) همزمان با نيم واکنش اکسايش بالا نيم واکنش کاهش زير نيز انجام ميشود: Cl e Cl (ا بي) (گاز) در اين نيم واکنش مولکول Cl Cl تبديل الکترون دريافت کرده کاهش مييابد و به يونهاي ميشود. ضرايب (ميزان مناسب) هر نيم واکنش اکسايش و هر نيم واکنش کاهش همزمان ا ن بايستي

10 طوري باشند که تعداد الکترونهاي حاصل از نيم واکنش اکسايش با تعداد الکترونهاي بکار رفته در نيم واکنش کاهش برابر باشند. از طرف ديگر واکنش H Cl H Cl (گاز) (گاز) (گاز) هم يک واکنش اکسايش-کاهش است اما در ا ن انتقال الکترون از يک واکنش دهنده به واکنش دهنده ديگر بطور کامل صورت نگرفته است. در مولکول H Cl دانسيته ابر الکتروني حاصل از زوج الکترون پيوندي بر روي کلر بيشتر است تا بر روي ي يدروژن. دليل ا ن اين است که اتم کلر از اتم ي يدروژن الکترونگاتيوتر است. در واقع اتم H در مولکول H Cl به اندازه 0/17 بار الکتريکي يک الکترون الکتريسيته مثبت دارد. در مقابل اتم Cl در اين مولکول به همان اندازه بار منفي داراست: H δ δ Cl 17 = 100 e δ و 17 δ = e 100 در واکنش بالا انتقال الکترون بطور جزي ي صورت گرفته است. ي يدروژن که بطور نسبي الکترون از دست داده اکسيد شده است و کلر که بطور نسبي الکترون دريافت داشته کاهش يافته است. مفهوم هر يک از اصطلاحات زير چيست الف. اکسايش و کاهش ب. عامل اکسنده و عامل کاهنده ج. نيم واکنش الف.اکسايش نيم واکنشي است که در ا ن عدد اکسايش يا حالت اکسايش اتمي در يک عنصر افزايش مييابد. مانند:

11 Na Na e Fe Fe e MnO MnO e 6 7 کاهش نيم واکنشي است که در ا ن عدد اکسايش اتمي در يک عنصر کاهش مييابد مانند: 1 Cl e Cl Sn e Sn 4 S O 8 e S O 4 OS ]يا O O SO ] e SO 1 (در پروكسيد) تذکر مهم در واکنشهاي شيميايي هر اکسايشي با کاهش متناظري همراه است. علاوه بر ا ن بايستي تعداد الکترونهاي ا زاد شده در نيم واکنش اکسايش با تعداد الکترونهاي بهکار رفته در نيم واکنش کاهش متناظر با ا ن مساوي باشد.

12 ب. عامل اکسنده (يا اکسيد کننده) به ا ن مادهاي گفته ميشود که الکترون دريافت ميکند و از اين راه عدد اکسايش اتمي در ا ن کاهش مييابد. ميدانيد که مادهاي که الکترون دريافت ميکند و يا اتمي که عدد اکسايشش کاسته ميشود احيا ميشود. يعني: «هر عامل اکسنده خود احيا شونده است». عامل کاهنده مادهاي است که الکترون از خود ا زاد ميکند. عاملي که از خود الکترون ا زاد ميکند اکسيد ميشود يعني: «هر عامل کاهنده يا احيا کننده خود اکسيد شونده است». براي مثال در واکنش Sn Fe 3 Sn 4 Fe Fe 3 يون اکسيد Sn کننده است و خود احيا ميشود و يون کاهنده است و خود اکسيد ميشود. ج. هر اکسايش يا کاهشي يک نيم واکنش است. براي مثال هر يک از اکسايشها يا کاهشهاي زير يک نيم واکنش تلقي ميشوند: Na e Na نيم واکنش کاهش يا احيا: S e S نيم واکنش کاهش يا احيا: 1 O H O e OH Zn Zn e نيم واکنش کاهش يا احيا: نيم واکنش اکسايش: I I e نيم واکنش اکسايش:

13 1 H O O H e نيم واکنش اکسايش: هرگاه يک نيم واکنش کاهش با نيم واکنش اکسايش متناظرش طبق ضرايب مناسبي جمع شود يک واکنش اکسايش-کاهش بدست ميا يد. Br Br e نيم واکنش اکسايش: مثال 1. Cl e Cl نيم واکنش کاهش: Cl Br Br Cl واكنش اكسايش-كاهش: Br در اين مثال گاز کلر اکسيد کننده است و با دريافت الکترون از يون به حالت محلول احيا Br Cl تبديل ميشود. در مقابل يون شده به يون احيا کننده يا کاهنده است و با از دست دادن الکترون اکسيد شده و به Br تبديل ميشود. انجام اين اکسايش و کاهش به دليل تمايل زياد اتم کلر براي دريافت الکترون نسبت به اتم Br است. در واقع اتم Cl Cl از براي دريافت الکترون و تبديل به اتم Br بسيار قويتر است MnO H e Mn HO مثال. نيم واکنش کاهش: 5 ( Fe Fe 3 e ) نيم واکنش اکسايش: واکنش اکسايش-کاهش: MnO H Fe Mn HO Fe در نيم واكنش كاهش بالا پنج الكترون بهكار ميرود اما در نيم واكنش اكسايش 3 Fe Fe e

14 ه ب فقط يک الکترون ا زاد ميشود. از اين رو طرفين نيم واکنش اکسايش را در عدد 5 ضرب کردهايم تا در ا ن 5 الکترون به کار رفته در نيم واکنش کاهش تا مين شود. اين مطلب اساس کلي موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش است. يعني: در هر واکنش اکسايش-کاهش بايستي تعداد الکترونهاي بکار رفته در نيم واکنش کاهش با تعداد الکترونهاي بدست ا مده از نيم واکنش اکسايش مساوي باشد. موازنه معادلات واکنشهاي اکسايش-کاهش معمولا مشکلتر از واکنشهايي است که در ا نها عمل اکسايش-کاهش انجام نميشود. معمولا دو روش براي موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش به کار برده ميشود: روش يون- الکترون و روش عدد اکسايش. هر يک از دو روش را ميتوان بکار برد در اينجا هر دو روش را بررسي خواهيم کرد. در مثالهاي زير حالت فيزيکي مواد واکنش دهنده و محصولات مشخص H نخواهد شد و نيز نماد H يا (aq) H کار خواهيم گرفت. را به جاي 3 O روش تغيير عدد اکسايش براي موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش: اگر قواعد مربوط به تخصيص اعداد اکسايش به اتمها را از نظر بگذرانيم به ا ساني در مييابيم كه عدد اکسايش هر اتم در يک ترکيب با بار الکتريکي واقعي يا نسبي ا ن اتم در ا ن ترکيب برابر است. از طرفي در جريان يک واکنش اکسايش-کاهش اعداد اکسايش برخي از واکنش دهندهها يا تمامي ا نها تغيير ميکند. اين تغيير به معناي کسب يا از دست دادن الکترون بطور کامل يا به طور نسبي است. چون در هر واکنش شيميايي همانطور که قانون بقاي جرم رعايت ميشود قانون بقاي بار الکتريکي هم رعايت ميشود پس بايستي تعداد الکترونهايي که يک واکنش دهنده از دست ميدهد با تعداد الکترونهايي که

15 واکنش دهنده ديگر دريافت ميکند مساوي باشد (در اينجا فرض بر ا ن است که دو واکنش دهنده دخالت دارند). شرط ياد شده با بهرهگيري از اعداد اکسايش به صورت زير بيان ميشود: «در هر واکنش اکسايش-کاهش مجموع جبري تغيير اعداد اکسايش برابر صفر است». پيش از بکارگيري قاعده بالا در موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش لازم است چند نکته را تذکر دهيم. الف.عدد اکسايش اتمي که در جريان واکنش اکسايش-کاهش الکترون دريافت ميکند (احيا ميشود) کاهش مييابد پس تغيير ا ن در واکنش منفي است. تغيير عدد اکسايش هر اتم را مساوي تفاضل عدد اکسايش ا ن پس از شرکت در واکنش از عدد اکسايش ا ن پيش از شرکت در واکنش در نظر ميگيريم. ب. عدد اکسايش اتمي که در جريان واکنش اکسايش-کاهش الکترون از دست ميدهد (اکسيد ميشود) افزايش مييابد پس تغيير ا ن در واکنش مثبت است. ج. ضرايب اتمهاي احيا شده و اکسيد شده را طوري انتخاب ميکنيم که مجموع جبري تغيير اعداد اکسايش اين اتمها مساوي صفر شود. مثال 1. Fe O FeO3 --0= =3 0 3

16 تغيير عدد اکسايش يک اتم Fe در واکنش بالا 3 است. تغيير عدد اکسايش يک اتم اکسيژن در واکنش بالا - است. مجموع جبري اين تغيير زماني صفر خواهد شد که دو اتم Fe و سه اتم O را در واکنش شرکت دهيم. *(3)3*(-) = 0 چون هر مولکول اکسيژن دو اتم اکسيژن در بر دارد پس براي تا مين سه اتم اکسيژن 1/5 مولکول اکسيژن لازم است. 3 Fe O FeO3 KMnO4 NH3 KNO3 MnO KOH HO 3 ( ) 5 3 = 8 5 مثال =3 4 در اين واکنش فقط عدد اکسايش اتمهاي Mn و N تغيير کرده است (اين مطلب را با توجه به قواعد مربوط به تعيين اعداد اکسايش امتحان کنيد). مجموع تغيير اعداد اکسايش در اين واکنش موقعي صفر خواهد شد که سه NH 3 و هشت KMnO 4 در واکنش شرکت کنند. 3*(8)8*(-3) = 0 پس: 8 KMnO4 3NH 3 3KNO3 8MnO 5KOH H O موازنه کامل ضرايب معادله يک واکنش اکسايش-کاهش چگونه صورت ميگيرد

17 براي موازنه کا مل ضرايب معادله يک واکنش اکسايش-کاهش بايستي مراحل زير را به ترتيب پيمود. 1. مواد واکنش دهنده و مواد حاصل را به دقت مشخص کرد.. معادله موازنه نشدهاي را براي واکنش با شرکت مواد واکنش دهنده و مواد حاصل ترتيب داد. 3. اتمهايي که اعداد اکسايش ا نها تغيير کرده است را معلوم ساخت و تغيير عدد اکسايش هر کدام را حساب کرد. 4. براي هر يک از مواد واکنش دهنده طوري ضريب مناسبي را در نظر گرفت که مجموع تغيير اعداد اکسايش اتمها در واکنش مساوي صفر شود. 5. بر اساس ضرايب تعيين شده در بند 4 واکنش را در مجموع موازنه کرد. H در محيطهاي ا بي با قرار دادن يونهاي OH به تعداد لازم در يکي از طرفين يا.6 واکنش ميتوان به امر موازنه واکنش کمک کرد. در اغلب موارد براي موازنه اتمهاي ي يدروژن و اکسيژن ميتوان مولکولهاي H O را به.7 تعداد لازم به يکي از طرفين واکنش افزود. مثال 1. ضرايب معادله واکنش اسيد نيتريک غليظ با ي د را موازنه کنيد. حل. مواد واکنش دهنده در اين واکنش اسيد نيتريک غليظ و ي د و مواد حاصل اصلي شامل اسيد ي ديک و دي اکسيد نيتروژن است. پس معادله موازنه نشده واکنش به صورت زير خواهد بود. HNO3 I HIO3 NO 5 0= 5

18 = I با شرکت يک اتم I يا و پنج 3 HNO در واکنش مجموع جبري تغيير اعداد اکسايش مساوي صفر خواهد شد. 1*(5)5*(-1) = 0 1 5HNO 3 I HIO3 5NO معادله شيميايي بالا از لحاظ تغيير اعداد اکسايش موازنه است اما از لحاظ جرم موازنه نيست. براي موازنه اتمهاي H و O به اندازه لازم از H O به طرف دوم واکنش ميافزاي يم: 1 5 HNO3 I HIO3 5NO H O و يا: 10 HNO3 I HIO3 10NO 4HO تذکر. در واکنشهايي که ترکيبات اکسيژندار و ي يدروژندار شرکت دارد تشکيل H O در ا نها بسيار محتمل است. مثال. از واکنش اسيد سولفوريک غليظ و گرم با فلز مس سولفات مس (II) و گاز SO حاصل ميشود. ضرايب معادله واکنش مذکور را به روش تغيير اعداد اکسايش موازنه کنيد.

19 HSO4 Cu CuSO4 SO HO حل. 0 0= = - 4 H SO 4 در اين واکنش با شرکت يک Cu S و شرکت يک Cu و تبديل ا ن به از و تبديل ا ن به SO واکنش از نظر تغيير اعداد اکسايش موازنه است. يعني براي ا ن مجموع جبري تغيير اعداد اکسايش مساوي صفر خواهد شد. 1*()1*(-) = 0 پس معادله شيميايي بالا از لحاظ تغيير اعداد اکسايش موازنه است. ولي همانطور که ا شکار است اين معادله از نظر جرم موازنه نيست. براي برقراري موازنه جرمي بايستي ضريب H SO 4 را برابر در نظر گرفت و از ا نجا ضريب H O نيز برابر خواهد شد: H SO4 Cu CuSO4 SO HO تذکر. بنا به قانون بقاي جرم که در موازنه واکنشهاي شيميايي معمولي رعايت ميشود بايستي عده اتمها يا اتم گرمهاي هر عنصر در دو طرف معادله شيميايي مورد نظر مساوي باشد (اين اتمها خواه به صورت ا زاد و خواه به صورت ترکيب در واکنش شرکت داشته باشند). مثال 3. از واکنش گاز کلر با سود (به صورت محلول غليظ و گرم) کلريد سديم و کلرات سديم بدست ميا يد. ضرايب معادله شيميايي واکنش را از راه تغيير عدد اکسايش موازنه کنيد. Cl NaOH NaCl NaClO3 HO حل.

20 0 1 0= = 5 5 براي ا نکه معادله اين واکنش از نظر تغيير اعداد اکسايش موازنه شود بايستي به ازاء تشکيل هر NaClO 3 پنج NaCl تشکيل شود. 5*(-1)1*(5) = 0 پس: 3Cl NaOH 5NaCl NaClO HO 3 معادله بالا از نظر تغيير اعداد اکسايش موازنه است. اما از لحاظ جرمي موازنه نيست. براي برقراري موازنه جرمي بايستي عده اتمها يا اتم گرمهاي هر عنصر در دو طرف معادله برابر باشد. معادلهاي که از اين نظر هم موازنه باشد به صورت زير است: 3 Cl 6NaOH 5NaCl NaClO3 3H O مثال 4. فرض کنيد از واکنشAsS3 با اسيد نيتريک در شرايط مناسب H 3 AsO 4 H SO 4 (اسيد ارسنيک) و NO تشکيل شود. با توجه به محصولات واکنش ضرايب معادله شيميايي واکنش را به روش تغيير اعداد اکسايش موازنه کنيد. AsS3 HNO3 H3AsO4 HSO4 NO حل = 5 6( ) = 8 6 5=3

21 عدد اکسايش هر اتم As که از As S 3 به H 3 AsO 4 تبديل شود دو واحد و عدد اکسايش هر که از As S 3 به H SO 4 تبديل شود 8 واحد افزايش مييابد. بنابراين به ازاي شرکت هر اتم S As S 3 در واکنش جمعا 8 واحد بر اعداد اکسايش اتمها اضافه ميشود. *3*8 = 8 (يعني 4 واحد براي سه اتم S و 4 واحد براي دو اتم ). As مسلم است که به ازاي افزوده شدن 8 واحد بر اعداد اکسايش اتمهاي S و As بايستي 8 واحد از اعداد اکسايش اتمهاي ديگر کاسته شود. بطوريکه ملاحظه ميشود سه واحد از عدد اکسايش اتم N کاهش مييابد. بنابراين ضريب HNO 3 را بايستي برابر 8 3 انتخاب کرد تا اينکه مجموعا 8 واحد کاهش عدد اکسايش داشته باشيم: 8 8 As S3 HNO3 H3AsO4 3H SO4 3 3 NO براي احتراز از ضرايب کسري طرفين معادله را در 3 ضرب ميکنيم: 3As S3 8HNO3 6H3AsO4 9H SO4 8NO حال معادله بالا از نظر تغيير اعداد اکسايش موازنه است اما از لحاظ جرمي موازنه نيست. يعني تعداد اتمهاي H و تعداد اتمهاي O در دو طرف معادله موازنه نيستند. براي برقراري اين موازنه بايستي 4H O را به طرف اول اضافه کرد. از ا نجا خواهيم داشت: 3As S3 8HNO3 4HO 6H3AsO4 9H SO4 8NO

22 تذکر مهم. ممکن است تصور شود که با ا موختن برخي قواعد مربوط به موازنه ضرايب معادله واکنشهاي اکسايش-کاهش توانايي پيشگويي و تشخيص مواد حاصل از اين گونه واکنشها نيز فراهم ميا يد. در اينجا بايد صراحتا بگوي يم چنين تصوري بيمورد است. در واقع با بهرهگيري از قواعد و جزي يات روش موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش فقط ميتوان ضرايب مولهاي اجسام اکسنده و کاهنده را تعيين نمود. پيش از هر گونه اقدامي براي تعيين اين ضرايب بايستي به روشني مواد واکنش دهنده و محصولات واکنش مشخص باشند. وقتي اين مواد مشخص باشند با استفاده از قواعد ذکر شده ميتوان ا ن ضرايب را تعيين نمود. نبايد بيش از اندازه لازم به روش موازنه واکنشها از طريق تغيير اعداد اکسايش ارزش داد. زيرا هر چند که اين امر ممکن است چندان زيانبخش نباشد اما وقت زيادي را هدر ميدهد. در حد امکان بهتر است که مثالهاي ساده ا شنا و واقعي را براي اين منظور انتخاب کرد. گاهي ميتوان موازنه ضرايب معادله واکنشها را به شرط معلوم بودن مواد واکنش دهنده و مواد حاصل بسيار سريع انجام داد. مثال 5. فرض کنيم از واکنش H S با محلول ا ب اکسيژنه (پروکسيد ي يدروژن) در محيط اسيدي رسوب گوگرد تشکيل شود. معادله موازنه شده واکنش را بدست ا وريد. HO H S S HO حل. معادله اين واکنش از نظر جرمي موازنه است. در صورتيکه از نظر تغيير اعداد اکسايش هم موازنه باشد ديگر اشکالي در ميان نخواهد بود. HO H S S HO ( ) 0 = 0

23 1 ( ) 1 =1 همانطوري كه ملاحظه ميشود در تبديل هر اتم O به H O از H O يک واحد از عدد اکسايش ا ن کم ميشود و چون دو اتمO از ا ب اکسيژنه به ا ب تبديل شده است پس مجموعا واحد از عدد اکسايش ا ن کاسته شده است. از طرف ديگر اتم S از H S بصورت S ا زاد در ا مده است و واحد به عدد اکسايش ا ن افزوده شده است. از اين رو واکنش از نظر تغيير اعداد اکسايش نيز موازنه است. روش يون- الکترون براي موازنه واکنشهاي اکسايش-کاهش: واکنشهايي که در ا نها مبادله الکترون انجام ميگيرد مثالهاي واضحي از واکنشهاي اکسايش- کاهش هستند. در واکنش سديم و کلر الکترون والانس اتم سديم به کلر منتقل ميشود: 1 1 Na Cl Na Cl براي يونهاي ساده عدد اکسايش برابر بار يون است. بنابراين از دست دادن الکترون نوعي اکسايش و گرفتن الکترون نوعي کاهش است. اين معادله را ميتوان به دو معادله جزي ي که هر يک نماينده يک نيم واکنش است تقسيم کرد. Na Na e اکسايش Cl e Cl کاهش

24 براي موازنه معادلات اکسايش-کاهش به روش يون- الکترون از معادلات جزي ي استفاده ميشود. يک معادله جزي ي براي نشان دادن اکسايش (که در ا ن الکترون از دست ميرود)و معادله جزي ي ديگر براي نشان دادن کاهش (که در ا ن الکترون بدست ميا يد) مورد استفاده قرار ميگيرد. معادله نهايي از ترکيب دو معادله جزي ي حاصل ميشود به گونهاي که تعداد الکتروني که ماده اکسيد شده از دست ميدهد برابر تعداد الکتروني باشد که ماده کاهش يافته بدست ميا ورد. در موازنه معادلات به روش يون- الکترون دو دستور کار که کمي متفاوت با هم هستند مورد استفاده قرار ميگيرند. يکي براي واکنشهايي که در محلول اسيدي انجام ميگيرد و ديگري براي واکنشهايي که در محلول قليايي صورت ميپذيرد. مثالهايي از هر دو دستور کار در زير ا ورده خواهد شد. مثالي براي واکنشهايي که در محلول اسيدي رخ ميدهد عبارت است از: Cr 3 O 7 Cl Cr Cl در فرمول موازنه نشده بالا H HO و نشان داده نشدهاند. تعداد مناسب مولکول و HO H و محل قرار گرفتن ا نها در معادله نهايي (سمت چپ يا راست) طي عمليات موازنه تعيين يون ميشود: پيکره معادلات جزي ي دو نيم واکنش را نوشته عنصر مرکزي را در هر يک از اين.1 معادلات موازنه ميکنيم: Cr 3 O Cr 7 Cl Cl

25 اتمهاي H و O موازنه ميشوند. چون واکنش در محيط اسيدي انجام ميشود هر جا H و. H O لازم است به ترتيب HO و ميافزاييم. يعني به ازاي هر اکسيژن مورد نياز HO يک H به ا ن طرف معادله که کمبود دارد افزوده و به ازاي هر H يک ميشود. H هيدروژن موازنه ميشود. طرف راست معادله بدين ترتيب با اضافه کردن جزي ي اول 7 اتم اکسيژن کم دارد. پس به طرف مزبور 7HO افزوده ميشود. سپس اتمهاي H معادله جزي ي اول را با اضافه كردن 14H به طرف چپ معادله موازنه ميکنيم. معادله جزي ي دوم به صورت نوشته شده از لحاظ جرمي موازنه است: 14H Cr 3 O 7 Cr 7HO Cl Cl 3. در مرحله بعد بايد معادلات جزي ي را از نظر بار الکتريکي موازنه کنيم. در معادله جزي ي اول جمع جبري بار الکتريکي طرف چپ برابر 1= ] (-)(14)] و در طرف راست 6 است. 6 الکترون به سمت چپ اضافه ميشود تا موازنه بار براي معادله جزي ي اول حاصل شود. معادله جزي ي دوم با افزودن دو الکترون به طرف راست ا ن موازنه ميشود: 6e 14H Cr 3 O 7 Cr 7HO Cl Cl e 4. تعداد الکترونهاي از دست رفته در يک معادله جزي ي بايد برابر تعداد الکترونهاي بدست ا مده در معادله جزي ي ديگر باشد. بنابراين دو طرف معادله جزي ي دوم را در 3 ضرب ميکنيم:

26 6e 14H Cr 3 O 7 Cr 7HO 6Cl 3Cl 6e 5. افزايش دو معادله جزي ي معادله نهايي را بدست ميدهد و در اين عمل الکترونها حذف ميشوند. 14H Cr 3 O 7 6Cl Cr 3Cl 7HO توجه کنيد که يونهاي ناظر (مثلا Na براي سديمديکرومات و Cl براي ( HCl که در هر دو سوي معادله وجود خواهند داشت در معادله بالا نوشته نشدهاند. واکنش زير را که در محيط اسيدي انجام ميشود به عنوان مثال دوم در نظر بگيريد: MnO 4 As4O6 Mn H3AsO4 همان مراحل را طي ميکنيم. 1. واکنش به دو معادله جزي ي تقسيم ميشود: MnO 4 Mn As4O6 4H3AsO4 موازنه جرمي معادله جزي ي اول با افزودن 4HO به طرف راست و 8H به طرف چپ. انجام ميشود. در معادله جزي ي دوم بايد به سمت چپ 10HO افزوده شود تا 10 اکسيژن لازم تا مين گردد. در اين حال 0H در سمت چپ و 1H در سمت راست وجود دارد. براي تکميل موازنه 8H به سمت راست افزوده ميشود.

27 8H MnO 4 Mn 4HO 10HO As4O6 4H3AsO4 8H 3. براي موازنه بار الكتريكي هر جا لازم است الكترون اضافه ميكنيم: 5e 8H MnO 4 Mn 4HO 10HO As4O6 4H3AsO4 8H 8e 4. براي موازنه تعداد الكترونهاي مورد نياز يك معادله جزي ي از الكترونهاي حاصل از معادله جزي ي ديگر معادله جزي ي اول را در 8 و معادله جزي ي دوم را در 5 ضرب ميكنيم. 40e 64H 8MnO 4 8Mn 3HO 50HO 5As4O6 0H3AsO4 40H 40e 5. هنگاميكه اين دو معادله جزي ي با هم جمع ميشوند بايستي مولكولهاي ا ب يونهاي هيدروژن و نيز الكترونها از طرفين معادله حذف شوند. رها كردن يك معادله با 64H در يك سمت و 40H در سمت ديگر كار ناشيانهاي است: 4H 18H O 5As4O6 8MnO 4 0H3AsO4 8Mn طرز موازنه واكنشهايي كه در محلول قليايي انجام ميشوند اندكي متفاوت از واكنشهايي است كه در محلول اسيدي صورت ميگيرند. تمام مراحل بجز مرحله دوم يكسان است. در محلول قليايي نميتوان از H براي جبران كمبود اتم هيدروژن استفاده كرد. به عنوان مثال واكنش زير را كه در محلول قليايي صورت ميگيرد در نظر ميگيريم: MnO 4 NH4 MnO N

28 1. معادله به دو معادله جزي ي تقسيم ميشود. MnO 4 MnO NH4 N. براي موازنه اكسيژن و هيدروژن در واكنشهايي كه در محلول قليايي انجام ميشوند از OH و HO استفاده ميشود. به سمتي از معادله جزي ي كه كمبود اكسيژن دارد به ازاي هر اتم اكسيژن OH و به سمت ديگر يك H اضافه ميكنيم. براي موازنه HO به سمتي از معادله جزي ي كه كمبود H دارد يك مولكول HO و به سمت مقابل ا ن OH اضافه ميكنيم. يك يون سمت راست معادله جزي ي اول دو اتم اكسيژن كم دارد. لذا 4OH به سمت راست و در عوض HO به سمت چپ ميافزاي يم. HO MnO4 MnO 4OH براي موازنه جرمي معادله جزي ي دوم بايد چهار اتم هيدروژن به سمت راست اضافه كنيم. براي هر OH به سمت مقابل اضافه اتم هيدروژن مورد نياز يك مولكول ا ب به سمتي كه كمبود دارد و يك ميكنيم. در اين مورد براي تا مين چهار اتم هيدروژن مورد نياز در سمت راست 4HO به سمت راست 4OH NH4 N 4HO و 4OH به سمت چپ اضافه ميكنيم. 3. براي موازنه بار الكتريكي هر جا لازم است الكترون اضافه ميكنيم: 3e HO MnO 4 MnO 4OH 4OH NH4 N 4HO 4e

29 4. كوچكترين مضرب مشتر ك 3 و 4 عدد 1 است. بنابراين دو طرف معادله جزي ي اول را در 4 و دو طرف معادله جزي ي دوم را در 3 ضرب ميكنيم: 1e 8HO 4MnO 4 4MnO 16OH 1OH 3NH4 3N 1HO 1e 5. جمع دو معادله جزي ي و حذف موارد مشابه از دو طرف معادله نهايي را بدست ميدهد: 4MnO 4 3NH4 4MnO 3N 4HO 4OH Fe تبديل ميكند Fe را در محلول اسيدي اكسيد كرده به يون 3 مثال. يون ديكرومات يون Cr و خود به 3 تبديل ميشود. واكنش ميان ا ن دو را به روش يون- الكترون موازنه كنيد. Cr 3 3 O 7 Fe H Cr Fe HO حل. يون ديكرومات كه اكسيدكننده است در نيم واكنش كاهش شركت ميكند: 3 CrO7 Cr Cr 3 O 7 14H 6e Cr 7HO دليل به كار بردن 6e در طرف اول نيم واكنش بالا ا ن است كه عدد اكسايش هر اتم Cr از يون Cr مساوي 3 است. پس براي اين كاهش بايستي 3 الكترون ديكرومات 6 است در حالي كه در 3 به كار رفته باشد. چون دو اتم كروم كاهش يافتهاند پس 6 الكترون براي ا ن لازم خواهد بود.

30 H و ضريب 7 براي H منطقي است. زيرا اكسيژنهاي به حال O انتخاب ضريب 14 براي تبديل ميشوند. نيم تركيب در يون ديكرومات با يونهاي H موجود در محيط واكنش به HO واكنش بالا هم از نظر جرم و هم از نظر بار الكتريكي موازنه است. مجموع بارهاي الكتريكي در هر يك از دو طرف نيم واكنش بالا مساوي 6 است. تعداد الكترونهاي طرف اول را پس از موازنه نيم واكنش از نظر جرمي با توجه به موازنه بودن بار الكتريكي در دو طرف نيم واكنش نيز ميتوان بدست ا ورد: ( ) x ( ) ( ) = 3 تعداد الكترونها = 6 تعداد الكترونها در طرف اول = x Fe در نيم واكنش اكسايش يون Fe به يون 3 تبديل ميشود: Fe Fe 3 e اين نيم واكنش هم از نظر جرمي و هم از نظر بار الكتريكي موازنه است. چرا براي مساوي شدن الكترونهاي به كار رفته در نيم واكنش كاهش با الكترونهاي ا زاد شده از نيم واكنش اكسايش بايستي نيم واكنش اكسايش را در 6 ضرب كرد: 6Fe 6Fe 3 6e حال با جمع كردن اين نيم واكنش با نيم واكنش كاهش مورد نظر معادله نيم واكنش اكسايش- كاهش موازنه شده خواسته شده بدست ميا يد: Cr 3 3 O7 6Fe 14H Cr 6Fe 7HO

31 Fe مثال. گاز كلر يون Fe را در محلول اكسيد كرده و به 3 تبديل ميكند و خود به يونهاي كلريد تبديل ميشود. معادله شيميايي ا ن را به روش يون- الكترون موازنه كنيد. حل. Cl 3 Fe Fe Cl Fe در تبديل Fe الكترون ا زاد ميكند: به 3 Fe Fe 3 e نيم واكنش اكسايش: وقتي گاز كلر به يونهاي كلريد تبديل ميشود كاهش مييابد و الكترون دريافت ميكند: Cl e Cl نيم واكنش كاهش: براي مساوي شدن تعداد الكترونهاي ا زاد شده با تعداد الكترونهاي بهكار رفته بايستي نيم واكنش اكسايش را در ضرب كرد: Fe Fe 3 e Cl e Cl Cl 3 Fe Fe Cl Fe مثال. پروكسيد ي يدروژن در محلول اسيدي يون Fe تبديل را اكسيد كرده و به يون 3 ميكند. معادله واكنش ا ن را موازنه كنيد: H 3 O Fe H Fe HO حل. Fe Fe 3 e نيم واكنش اكسايش:

32 نيم واكنش كاهش: HO H e HO براي ا نكه تعداد الكترونهاي ا زاد شده در نيم واكنش اكسايش با تعداد الكترونهاي به كار رفته در نيم واكنش كاهش برابر باشد بايد نيم واكنش اكسايش را در ضرب كرد: Fe Fe 3 e HO H e HO H 3 O Fe H Fe HO مثال. معادله واكنش زير را به روش يون- الكترون موازنه كنيد. MnO 4 S HO MnO S OH حل. در اين واكنش يون MnO4 كاهش يافته و به MnO تبديل شده است: MnO 4 MnO MnO 4 HO 3e MnO 4OH نيم واكنش كاهش: S با از دست دادن الكترون به S تبديل شده است: يون S S e نيم واكنش اكسايش: براي مساوي شدن تعداد الكترونها در نيم واكنشهاي كاهش و اكسايش بايد نوشت: MnO 4 4HO 6e MnO 8OH 3S 3S 6e MnO 4 3S 4HO MnO 3S 8OH

33 مثال. معادله واكنش زير را به روش يون- الكترون موازنه كنيد. KMnO4 FeSO4 HSO4 MnSO4 KSO4 Fe( SO43 ) HO K SO 4, در واكنش اكسايش-كاهش شركتي ندارند. پس ميتوان ا نها را از حل. يونهاي معادله واكنش حذف كرد و نوشت: MnO 3 4 Fe H Mn Fe HO MnO4 در اين واكنش يون Mn به Fe و Fe به 3 تبديل ميشود. پس : MnO 4 Mn MnO نيم واكنش كاهش: 8H 5e Mn 4HO 4 چرا براي الكترون ) e ( ضريب 5 و براي H ضريب 8 انتخاب شده است نيم واكنش اكسايش به صورت زير است: Fe Fe 3 e نيم واكنش اكسايش: براي تا مين الكترونهاي به كار رفته در نيم واكنش كاهش بايستي نيم واكنش بالا را در 5 ضرب كرد: 5Fe 5Fe 3 5e MnO 4 8H 5e Mn 4HO MnO 3 4 5Fe 8H Mn 5Fe 4HO مثال. معادله واكنش زير را به روش يون- الكترون موازنه كنيد. HCO4 HO CO HO حل. تغيير شيميايي براي عامل اكسنده:

34 HO HO HO H HO HO H e HO موازنه از لحاظ جرمي: معادله موازنه شده نيم واكنش كاهش: HCO 4 CO HCO 4 CO H HCO 4 CO H e تغيير شيميايي براي عامل كاهنده: موازنه از لحاظ جرمي: معادله موازنه شده نيم واكنش اكسايش: چون تعداد الكترونها (الكترونهاي ا زاد شده و به كار رفته) در دو نيم واكنش (كاهش و اكسايش) برابر است دو نيم واكنش را با هم جمع ميكنيم: HCO4 HO CO HO بيشتر معادلات اكسايش-كاهش را ميتوان با روش يون- الكترون موازنه كرد. اين روش به ويژه براي واكنشهاي الكتروشيميايي و واكنشهاي يوني در محلولهاي ا بي بسيار ا سان است. ولي استفاده از اين روش ممكن است به چند برداشت نادرست بيانجامد كه بايد تذكر داده شوند. نيم واكنشها نميتوانند به تنهايي انجام گيرند و معادلات جزي ي به تنهايي نمايانگر تغييرات كامل شيميايي نيستند. حتي در پيلهاي الكتروشيميايي كه دو نيم واكنش در دو الكترود مختلف انجام ميشوند دو نيم واكنش همواره همزمان رخ ميدهند. معادلات جزي ي احتمالا عملياتي را كه در يك پيل الكتروشيميايي رخ ميدهد روي هم رفته ولي نه با جزي يات نشان ميدهند. اين امر به اين معني نيست كه هر واكنش اكسايش-كاهش كه با روش يون- الكترون قابل موازنه است از طريق انتقال الكترون صورت ميپذيرد. بلكه مكانيسم صحيح انجام

35 واكنش ممكن است به صورتي ديگر مثلا از طريق انتقال يك اتم همزمان با انتقال الكترون باشد. تشخيص اينكه ا يا يك واكنش خاص با مكانيسم تبادل الكترون انجام ميگيرد گاهي دشوار است واكنش SO 3 ClO 3 SO 4 ClO ظاهرا يك واكنش تبادل الكترون به نظر ميرسد. اين واكنش را ميتوان در يك پيل الكتروشيميايي انجام داد و به روش يون- الكترون نيز موازنه كرد. اما معلوم شده است كه اين واكنش در واقع نه از طريق تبادل الكترون بلكه از طريق انتقال مستقيم اكسيژن (از ClO به (SO انجام 3 3 ميشود. واكنش تسهيم نامتناسب چيست معادله واكنش زير را در محلول قليايي در نظر بگيريد: Br BrO3 Br در اين واكنش يك ماده Br هم اكسيد و هم كاهيده ميشود. چنين واكنشي تسهيم نامتناسب يا خود اكسايش-كاهش ناميده ميشود: Br BrO3.1 Br Br 1OH Br BrO 3 6HO.

36 Br Br 1OH Br BrO 3 6HO 10e.3 e Br Br 1OH Br BrO 3 6HO 10e.4 10e 5Br 10Br 1OH 6Br BrO 3 10Br 6HO.5 وقتي از روش يون- الكترون براي واكنش تسهيم نامتناسب استفاده ميشود ضرايب معادله بدست ا مده معمولا به يك عدد مشترك بخشپذير است زيرا يك واكنش دهنده در هر دو معادله جزي ي به كار ميرود. تمام ضرايب معادله بالا به بخشپذير است و بايد ا نها را تا ا نجا كه ممكن است كوچك 6OH 3Br BrO 3 5Br 3HO كرد: اكسيدكنندههاي مهم كدامند اكسيدكنندهها موادي هستند كه توانايي جذب الكترون از احياكنندهها در واكنشهاي اكسايش- كاهش را دارند. هر اندازه توانايي قبول الكترون بيشتر باشد ماده شيميايي مورد نظر اكسيدكننده قويتري است. اكسيدكنندههاي مشهور و نيم واكنشهاي مربوط به ا نها به شرح زير است (بايستي توجه

37 داشته باشيم كه هر يك از نيم واكنشهاي ذكر شده همراه با يك نيم واكنش كاهش مناسب انجام ميشود و مجموع ا ن دو يك واكنش اكسايش-كاهش كامل را ميدهد. همانطور كه قبلا هم اشاره شد هر نيم واكنش اكسايش با يك نيم واكنش كاهش مناسب به طور همزمان صورت ميپذيرد): 1. پرمنگنات پتاسيم (در محيط اسيدي): KMnO 4 8H 5e Mn 4HO K. پرمنگنات پتاسيم (در محيط قليايي): KMnO4 HO 3e MnO 4OH K 3. ديكرومات پتاسيم (در محيط اسيدي): KCr 3 O7 14H 6e Cr 7HO K 4. يد: I e I 5. كلريد ا هن :(III) FeCl 3 e Fe 3Cl 6. پروكسيد ي يدروژن (در محيط اسيدي): HO H e HO 7. يدات پتاسيم (در محيط اسيدي): KIO3 6H 6e I 3HO K 8. كلر:

38 Cl e Cl 9. برم: Br e Br اسيد نيتريك در برابر احياكنندههاي مناسب ممكن است به يكي از 10. اسيد نيتريك- صورتهاي زير كاهش يابد: HNO3 H e NO HO HNO3 3H 3e NO HO HNO3 8H 8e NO 5HO HNO3 9H 8e NH 4 3HO احياكنندههاي مهم كدامند احياكنندهها موادي هستند كه ضمن شركت در واكنشهاي اكسايش-كاهش به اكسيدكنندهها الكترون ميدهند. يك احياكننده قويتر ا ن است كه تمايلش به از دست دادن الكترون شديدتر باشد. احياكنندههاي مشهور و نيم واكنشهاي مربوط به ا نها به شرح زير است (هر نيم واكنش كاهش در قبال انجام يك نيم واكنش اكسايش مناسب صورت ميپذيرد و همزماني ا ن دو همواره بايستي مورد توجه باشد):.1 سولفات ا هن (II) : Fe Fe 3 e

39 :( SO. دياكسيد گوگرد HO) SO HO SO 4 4H e 3. اسيد يديدريك (يديد پتاسيم در محيط اسيدي): I I e 4. فلزاتي كه به يون مثبت تبديل شوند (..., Mg ( Zn, Fe, : Zn Zn e.5 اسيد اكساليك HCO4) ( : HCO4 CO H e.6 نمكهاي قلع (II) ا هن (II) : Sn Sn 4 e 7. تيوسولفات سديم (در برابر يد): SO 3 SO 4 6 e 8. پروكسيد ي يدروژن (در مقابل اكسيدكنندههاي قوي): HO H O e 9. ي يدروژن (در مقابل اكسيدكنندههاي مناسب): H H e HS (در برابر اكسيدكنندههاي مناسب):.10

40 HS H S e HS HO 6H SO 6e H S 4HO 10H SO 4 8e زنگزدن چيست بسياري از زنگزدنها (خوردگيهاي مربوط به فلزات) با فرايندهاي اكسايش-كاهش ارتباط بسيار نزديك دارند. اين واقعيت كه مخارج محافظت از خوردگي و زيانهاي ناشي از ا ن فوقالعاده زياد است اهميت خوردگي را از نظر عملي و علمي بر ما روشن ميسازد. به طور كلي زنگ زدن عبارت از واكنشهاي غير يكنواخت شيميايي يا الكتروشيميايي است كه در سطح مشترك فلز و محيط مجاور ا ن صورت ميگيرند. در صورتيكه محيط خورنده يك الكتروليت باشد زنگزدن الكتروشيميايي است. بنابراين زنگزدن را ميتوان به عنوان واكنشهاي اكسايش فلزات در نظر گرفت. فرايندهايي كه در زنگزدن ا هن دخالت دارند عبارتند از: Fe Fe 4e نيم واكنش اكسايش: (ا بي) (جامد) O HO 4e 4OH نيم واكنش كاهش: (ا بي) (مايع) (گاز) Fe OH Fe( OH )

41 (جامد) (ا بي) (ا بي) 4 Fe( OH ) O HO 4 Fe( OH ) 3 (جامد) (مايع) (گاز) (جامد) Fe( OH ) 3 ( x 3) HO FeO3, xho (مايع) (جامد) زنگا هن (جامد) عواملي كه در زنگ زدن فلزات (به ويژه ا هن) دخالت دارند عبارتند از: ناخالصيها رطوبت اكسيژن هوا PH محيط و برخي از گازهاي خورنده موجود در محيط. چگونه ا هن را از زنگزدن محافظت ميكنند براي حفاظت ا هن از زنگزدن راههاي گوناگوني وجود دارد. 1. رنگ كردن- كه در واقع دور نگاهداشتن ا هن از رطوبت و اكسيژن هوا است. ميتوان ا هن را با سرنج Pb3O4) ( يا يك ماده ديگر رنگ كرد.. قير اندودكردن (قيرپاشي)- سطح فلز را با قير يا يك ماده نفتي ميپوشانند تا فلز در معرض رطوبت و اكسيژن هوا نباشد. پوشاندن به وسيله يك فلز مناسب- برخي از فلزات مانند Al Ni و غيره در اثر Cr.3 خوردگي محصولاتي توليد ميكنند (نظير (AlO3 كه به عنوان يك پوشش چسبنده و محافظ براي فلزي كه منظور حفاظت ا ن است عمل ميكنند. اين فلزات را معمولا با روش الكتروليز روي ا هن مينشانند. حلبي ورقههاي ا هني است كه ا ن را با قلع پوشاندهاند.

42 ا هن سفيد يا ا هن گالوانيزه ا هني است كه ا ن را با فلز روي( Zn ) پوشانيدهاند. 4. حفاظت كاتدي- در اين روش از فلزي كه تمايل زيادي براي از دست دادن الكترون دارد (نظير Mg Zn و غيره) استفاده ميشود. اين فلزات نقش قطب منفي يا ا ند و ا هن نقش قطب مثبت يا كاتد را دارد (در پيل الكتروشيميايي هميشه قطب منفي خورده ميشود و قطب مثبت سالم ميماند). خود را بيازماييد: تمرين 1. با استفاده از روش يون- الكترون (روش نيم واكنش) واكنشهاي زير را موازنه كنيد. Cu H NO 3 Cu NO HO الف. (ا بي) (گاز) (مايع) (ا بي) (ا بي) (جامد) Zn H NO 3 Zn NH 4 HO ب. (ا بي) (مايع) (جامد) (ا بي) (ا بي) (ا بي) AsS3 NO 3 H HO H3AsO4 NO S ج. (گاز) (جامد) (ا بي) (مايع) (ا يب ( (ا بي) (جامد) H O MnO 4 H Mn HO O د. (گاز) (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (ا بي)

43 Cl HO Cl ClO H ه. (ا بي) (ا بي) (ا بي) (گاز) (مايع) حل. 3 Cu Cu e الف.نيم واكنش اكسايش: (ا بي) (جامد) NO3 4H 3e NO HO نيم واكنش كاهش: (مايع) (گاز) (ا يب ( (ا بي) 3Cu NO 3 8H 3Cu NO 4HO واكنش كلي: (مايع) (گاز) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (جامد) 4 Zn Zn e ب. نيم واكنش اكسايش: (ا بي) (جامد) NO3 10H 8e NH 4 3HO نيم واكنش كاهش: (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) 4Zn 10H NO 3 4Zn NH 4 3HO واكنش كلي: (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (جامد)

44 10 NO3 4H 3e NO HO ج. نيم واكنش كاهش: (مايع) (گاز) (ا بي) (ا بي) 3 AsS3 8HO H3AsO4 10H 3S 10e نيم واكنش اكسايش: (جامد) (ا بي) (ا بي) (مايع) (جامد) 3AsS3 10NO 3 10H واكنش كلي: 4HO 6H3AsO4 10NO 9S (جامد) (گاز) (ا بي) (مايع) (ا بي) (ا بي) (جامد) 5 HO H O e د. نيم واكنش اكسايش: (گاز) (ا بي) (ا بي) MnO 4 8H 5e Mn 4HO نيم واكنش كاهش: (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) 5H O MnO 4 6H Mn واكنش كلي: 8HO 5O (گاز) (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (ا بي) 1 Cl HO ClO H e ه. نيم واكنش اكسايش: (ا بي) (ا بي) (مايع) (گاز)

45 1 Cl e Cl نيم واكنش كاهش: (ا بي) (گاز) Cl HO Cl ClO H واكنش كلي: (ا بي) (ا بي) (ا بي) (مايع) (گاز) تمرين. Cl HO HCl O الف. (گاز) (گاز) (گاز) (گاز) PbO NH3 Pb N HO ب. (گاز) (گاز) (جامد) (جامد) (گاز) Cu H NO 3 Cu HO NO ج. (گاز) (مايع) (ا بي) (ا بي) (جامد) (ا بي) Zn H NO 3 Zn HO NO د. (مايع) (گاز) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (جامد) MnO 4 NO H Mn NO 3 HO ه.

46 (ا بي) (مايع) (ا بي) (ا بي) (ا بي) (ا بي) حل. Cl الف. يا كاهش اكسايش Cl HO 4HCl O يا 1 واكنش كلي: Pb 0 كاهش 3 N اكسايش 3PbO NH3 3Pb N 3HO ب. واكنشكلي: Cu 0 اكسايش 3 N 5 3 كاهش 3Cu 8H NO 3 3Cu 4HO NO ج. واكنش كلي: Zn 0 4 د. اكسايش N 5 1 كاهش 4 4Zn 10H NO 3 4Zn واكنش كلي: 5HO NO N 3 5 اكسايش 5 Mn 7 5 كاهش MnO 4 5NO 6H Mn 5NO 3 3HO ه. واكنش كلي: