موازنه واکنش اکسایش و کاهش | به زبان ساده

در مطالب پیشین «مجله فرادرس»، در خصوص روش‌های موازنه واکنش اکسایش کاهش آلی مطالبی را مطرح کردیم، در این آموزش قصد داریم تا با سایر روش‌های موازنه واکنش اکسایش و کاهش آشنا شویم. بسیاری از واکنش‌های اکسایش کاهش (ردوکس)، در محلول‌های آبی یا سوسپانسیون‌ها انجام می‌گیرند. در این محیط، بسیاری از واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها، به صورت ذرات باردار (یون) وجود دارند و واکنش آن‌ها نیز متاثر از pH محیط است.

موازنه واکنش اکسایش و کاهش به روش وارسی

برای انجام موازنه واکنش اکسایش و کاهش باید به طور مداوم، واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها را رصد کنیم و به طور مثال، در واکنش اکسایش و کاهش سدیم و کلر داریم:

فیلم آموزش شیمی ۳ – پایه دوازدهم در فرادرس

کلیک کنید

$$\begin {equation} \mathrm {Na}+ \mathrm {Cl} _ {2} \rightarrow \mathrm {Na Cl} \end {equation}$$

به سرعت در می‌یابیم که اتم‌های کلر، موازنه نیستند. کافی است ضریب ۲ را در پشت فرآورده واکنش قرار دهیم تا کلر، موازنه شود.

$$\begin {equation} \mathrm {Na}+ \mathrm {Cl} _ {2} \rightarrow \mathrm 2 {Na Cl} \end {equation}$$

در مرحله بعد، می‌بینیم که با این کار، سدیم موازنه نیست. برای رفع این مشکل نیز باید ضریب ۲ را برای اتم سدیم در سمت چپ در نظر بگیریم:

$$\begin {equation} \mathrm2 {Na}+ \mathrm {Cl} _ {2} \rightarrow \mathrm 2 {Na Cl} \end {equation}$$

حال، این واکنش، به روشی مستقیم، موازنه شده است. به این نوع از روش موازنه، موازنه به روش «وارسی» (Inspection) می‌گویند. بسیاری از واکنش‌های ساده اکسایش کاهش را می‌توان به کمک روش وارسی، موازنه کرد.

مثال موازنه واکنش اکسایش و کاهش به روش وارسی

واکنش زیر را به روشی وارسی موازنه کنید.

$$\begin {equation} \mathrm {S O} _{2}+ \mathrm{ O}_ {2} \rightarrow \mathrm {S O}_ {3} \end {equation}$$

اتم گوگرد در هر دو طرف معادله واکنش، با تعداد برابری وجود دارد و در نتیجه، گوگرد، موازنه است. با این وجود، بخش واکنش‌دهنده دارای ۴ اتم اکسیژن و بخش فرآورده، شامل ۳ اتم اکسیژن است. در نتیجه، در طرف راست باید اتم اکسیژن بیشتری داشته باشیم. به طور مثال، ضریب ۲ را برای آن در نظر می‌گیریم:‌

$$\begin {equation} \mathrm {S O} _{2}+ \mathrm{ O}_ {2} \rightarrow \mathrm 2 {S O}_ {3} \end {equation}$$

حال با اضافه کردن این ضریب، ۶ اتم اکسیژن در طرف راست خواهیم داشت که این کار، سبب به هم خوردن موازنه گوگرد خواهد شد که با اضافه کردن ضریب ۲ در پشت $$SO_2$$ این مشکل نیز برطرف خواهد شد.

$$\begin {equation} 2 \mathrm {S O} _{2}+ \mathrm{ O}_ {2} \rightarrow \mathrm 2 {S O}_ {3} \end {equation}$$

موازنه واکنش اکسایش و کاهش به روش نیم سلولی

با توجه به مثال بالا، اولین چیزی که باید برای موازنه واکنش اکسایش و کاهش در نظر گرفته شود، روش وارسی است. بعضی از واکنش‌های ردوکس به سادگی از طریق روش وارسی موازنه نمی‌شوند. واکنش زیر را در نظر بگیرید:

$$\begin{equation} \mathrm {Al } + \mathrm {Ag}^ {+} \rightarrow \mathrm {Al} ^{3+}+ \mathrm {Ag} \end {equation}$$

در نگاه اول، این واکنش، به ظاهر موازنه است. یک اتم نقره در هر دوطرف و یک اتم آلومینیوم نیز در هر دو طرف معادله واکنش داریم. با این وجود، اگر به بارهای الکتریکی در دو طرف معادله نگاه کنیم، در می‌یابیم که واکنش، موازنه بار نیست زیرا در طرف چپ، بار $$+1$$ و در طرف راست، بار $$+3$$ داریم.

نکته اساسی که در موازنه واکنش اکسایش و کاهش وجود دارد این است که در این واکنش‌، تعداد کل الکترون‌های از دست رفته باید با تعداد کل الکترون‌های بدست آمده یکی باشد. اما در واکنش بالا، این مورد رعایت نشده است. اتم‌ آلومینیوم، ۳ الکترون از دست می‌دهد و به یون $${Al} ^{3+}$$ تبدیل می‌شود در حالیکه یون $${Ag}^ {+}$$ با دریافت تنها یک الکترون، به نقره تبدیل شده است. برای موازنه این واکنش باید از روشی موسوم به «نیم‌واکنش» (Half-reaction) استفاده کنیم که به روش نیم پیلی یا نیم‌سلولی نیز شهرت دارد و بعد از یادگیری این روش، با مثال‌‌هایی نحوه بکارگیری این روش را نیز یاد می‌گیریم.

می‌دانیم که نیم‌واکنشها، می‌توانند به صورت اکسایشی یا کاهشی به طور مجزا انجام شوند و در مباحث قبلی مجله فرادرس، نحوه جدا کردن این واکنش‌ها را به کمک سلول الکتروشیمیایی بررسی کردیم. زمانی که مواد واکنش، به صورت محلول‌های آبی وجود داشته باشند، روش نیم‌پیلی روش بهتری نسبت به موازنه اکسایش و کاهش به کمک عدد اکسایش است. محلول‌های آبی نیز به طور معمول اسیدی یا بازی هستند و بنابراین، یون‌های هیدروژن یا هیدروکسید خواهیم داشت.

به طور کلی، نیم‌واکنش‌ها را به طور جداگانه از لحاظ اتمی (عنصری) موازنه می‌کنیم. توجه داشته باشید که در نیم‌واکنش‌ها باید الکترون‌ها لحاظ شوند. در ادامه نیز الکترون‌ها را موازنه می‌کنیم به گونه‌ای که تعداد الکترون‌های از دست رفته با تعداد الکترون‌های بدست آمده یکی باشند. در نهایت، دو نیم‌واکنش را با یکدیگر جمع می‌کنیم. این روش موازنه را در قالب یک مثال، بررسی خواهیم کرد.

مثال موازنه به روش نیم سلولی

اکسایش یون‌های $$Fe ^ {2+}$$ به $$Fe ^ {3+}$$ توسط دی‌کرومات $$Cr _ 2 O _ 7 ^ {2-}$$ را در محیطی اسیدی در نظر بگیرید.

فیلم آموزش الکتروشیمی در شیمی پایه دوازدهم (رایگان) در فرادرس

کلیک کنید

یون‌های دی‌کرومات در این مثال به یون‌های $${Cr^{3-}}$$ تبدیل می‌شوند.

مرحله اول: برای اینکه موازنه این واکنش را بررسی کنیم، در ابتدا،‌ معادله یونی موازنه نشده را می‌نویسیم:‌

$${Fe^{2+}} \left( aq \right) + {Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow {Fe^{3+}} \left( aq \right) + {Cr^{3+}} \left( aq \right)$$

توجه کنید که این واکنش به هیچ عنوان موازنه نیست و هیچ اتم اکسیژنی هم در طرف راست نداریم.

مرحله دوم: برای فرآیندهای اکسایش و کاهش، نیم‌واکنش‌ها را به صورت جداگانه بنویسید. در صورت لوزم، ابتدا اعداد اکسایش را مشخص کنید.

نیم‌واکنش اکسایش: $$\begin {equation} \mathrm {Fe} ^ {2+} (a q) \rightarrow \mathrm {F e } ^ {3+} (a q) \end {equation}$$

نیم‌واکنش کاهش: $$\begin {equation} \mathrm {C r } _ {2} \mathrm {O}_ {7}^{2-}(a q) \rightarrow \mathrm {Cr} ^ {3+} (a q) \end {equation}$$

مرحله سوم: به غیر از هیدروژن و اکسیژن، سایر اتم‌ها در نیم‌واکنش‌ها را موازنه کنید. در نیم‌واکنش اکسایش بالا، اتم‌های آهن، موازنه هستند. در نیم‌واکنش کاهش، اتم‌های کروم باید موازنه شوند:‌

$${C r _2 O _7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 {C r ^{3+}} \left ( aq \right)$$

مرحله چهارم: با اضافه کردن مولکول‌های آب به یک طرف از معادله نیم‌واکنش، اتم‌های اکسیژن را موازنه کنید. برای نیم‌واکنش کاهش بالا، ۷ مولکول آب به طرف راست اضافه می‌کنیم.

$${C r _2 O_7^{2 -}} \left( aq \right) \rightarrow 2 {C r^ {3 +}} \left( aq \right) + 7 {H_ 2 O} \left( l \right)$$

حال، اتم‌های هیدروژن نیاز به موازنه شدن دارند. در یک محیط اسیدی، برای موازنه، اتم‌های هیدروژن را اضافه کنید. در این مثال، ۱۴ یون $$H ^ +$$ به بخش واکنش‌دهنده‌ها اضافه می‌شود.

$$14 {H^+} \left( aq \right) + {Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 {Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 {H_2O} \left( l \right)$$

مرحله پنجم: بارهای الکتریکی را با اضافه کردن الکترون‌ها به هر نیم‌واکنش اضافه کنید. برای نیم‌واکنش اکسایش، الکترون‌ها را باید به طرف راست نیم‌واکنش اضافه کنیم. با اضافه کردن یک الکترون به بخش فرآورده‌ها، بار الکتریکی در هر دو طرف، برابر با مقدار $$+2$$ خواهد شد.

$${Fe^{2+}} \left( aq \right) \rightarrow {Fe^{3+}} \left( aq \right) + {e^-}$$

در طرف چپ نیم‌واکنش کاهش، در مجموع‌ مقدار بار $$+12$$ و در طرف راست، بار $$+6$$ داریم. در حقیقت، عدد $$+6$$ حاصل ۲ یون کروم است. برای موازنه کردن بار، ۶ الکترون باید به طرف چپ اضافه کنیم.

$$6 {e^-} + 14 {H^+} \left( aq \right) + {Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 {Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 {H_2O} \left( l \right)$$

حال، الکترون‌ها را در دو طرف با یکدیگر برابر کنید. برای این کار باید از ضرایب مناسب استفاده کرد. در این مثال، نیم‌واکنش اکسایش را در عدد ۶ ضرب می‌کنیم و خواهیم داشت:‌

$$6 {Fe^{2+}} \left( aq \right) \rightarrow 6 {Fe^{3+}} \left( aq \right) + 6 {e^-}$$

مرحله ششم: حال، دو نیم‌واکنش را با یکدیگر جمع می‌کنیم. الکترون‌ها باید از دو طرف حذف شوند. سایر مواد را نیز به کمک روش وارسی، موازنه کنید. در صورت لزوم، $$H_2$$ یا $$H ^ +$$ نیز از دو طرف حذف شود.

$$\begin{align} \require {cancel} 6 {Fe^{2+}} \left( aq \right) &\rightarrow 6 {Fe^{3+}} \left( aq \right) + \cancel{ 6 {e^-}} \\ \cancel{6 {e^-}} + 14 {H^+} \left( aq \right) + {Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) &\rightarrow 2 {Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 {H_2O} \left( l \right) \\ \hline 14 {H^+} \left( aq \right) + 6 {Fe^{2+}} \left( aq \right) + {Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) &\rightarrow 6 {Fe^{3+}} \left( aq \right) + 2 {Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 {H_2O} \left( l \right) \end{align}$$

مرحله هفتم: موازنه را بررسی کنید. در معادله بالا، ۱۴ اتم هیدروژن، ۶ اتم Fe، دو اتم Cr و ۷ اتم اکسیژن در هر دو طرف داریم. بار خالص نیز در هر دو طرف برابر با $$+24$$ و بنابراین، این معادله، موازنه است.

در ادامه، مثالی دیگر را برای موازنه واکنش اکسایش و کاهش مطرح می‌کنیم. واکنش زیر را در نظر بگیرید. در این واکنش، مخلوطی از سدیم هیدروکسید و پودر آلومینیوم به عنوان رسوب‌زدا بکار می‌رود.

$$Al _ {(s)} + OH ^−_{(aq)} \rightarrow Al (O H ) ^−_ {4 (aq)} + H _ {2(g)}$$

در این واکنش، آلومینیوم به $$Al ^ {3+}$$ اکسید می‌شود و $$H ^ +$$ در آب نیز به گاز $$H_2$$ کاهش می‌یابد که به صورت حباب از میان محلول عبور می‌کند و سبب از بین رفتن رسوبات می‌شود. واکنش اکسایش و کاهش کلی شامل نیم‌واکنش کاهش و نیم‌واکنش اکسایش است. بر اساس جدول پتانسیل‌های استاندارد الکترود، به نیم‌واکنش‌های اکسایش و کاهش زیر دست پیدا می‌کنیم.

کاهش: $$2 H_2 O_{(l)} + 2e^− \rightarrow 2 O H^ −_{(aq)} + H _ {2(g)}$$

اکسایش: $$Al _ {(s)} + 4 OH^−_ {(aq)} \rightarrow Al (O H)^−_ {4(aq)} + 3e^−$$

انتخاب نیم‌واکنش باید به دقت صورت بگیرد تا بیانگر شرایط واکنش باشد. علاوه بر این، حالت فیزیکی واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها باید مشابه با واکنش کلی باشد. در نیم‌واکنش کاهش بالا، دو یون $$H ^ +$$، هر کدام یک الکترون می‌گیرند و در نیم‌واکنش اکسایش، اتم‌ آلومینیوم ۳ الکترون از دست می‌دهد. اگر نیم‌واکنش کاهش را در عدد ۳ و نیم‌واکنش اکسایش را در عدد ۲ ضرب کنیم، تعداد یکسانی از الکترون در دو طرف خواهیم داشت و معادله، به لحاظ بار موازنه می‌شود. با جمع زدن دو نیم‌واکنش، به واکنش کلی زیر می‌رسیم:

$$6 H _ 2O_{(l)} + 2 Al_{ (s)} + 8 OH^−_ {(aq)} \rightarrow 2 A l (OH)^− {4(aq)} + 3H _ {2(g)} + 6 O H ^−_ {(aq)} $$

معادله فوق را با حذف موارد مشابه در دوطرف، ساده می‌کنیم:

$$6 H _ 2O_{(l)} + 2 Al_ {(s)} + 2 O H ^−_ {(aq)} \rightarrow 2 Al (OH) ^−_ {4(aq)} + 3 H _ {2(g)}$$

در هر دو طرف معادله واکنش، بار $$-2$$ داریم. بنابراین، بارها موازنه شده‌اند اما باید موازنه اتم‌ها را نیز بررسی کنیم.

$$2Al + 8 O + 14H = 2Al + 8 O + 14H$$

با توجه به رابطه بالا، اتم‌ها نیز موازنه هستند و در نتیجه، واکنش فوق به طور کامل موازنه شده است. توجه داشته باشید که یک واکنش اکسایش و کاهش را همچنین می‌توان به روش دیگری هم موازنه کرد به این شکل که در ابتدا اتم‌ها را در هر نیم‌واکنش موازنه کنیم و در ادامه به موازنه بار بپردازیم. این مراحل از موازنه واکنش اکسایش و کاهش را در ابتدای متن مورد بررسی قرار دادیم. به کمک این روش، نیازی به استفاده از نیم‌واکنش‌های جدول پتانسیل وجود ندارد و تمرکز ما بر روی تغییر عدد اکسایش خواهد بود.

مثال دوم موازنه به روش نیم سلولی

حال که با روش نیم‌سلولی آشنا شدیم، به مثال اول متن باز می‌گردیم و واکنش زیر را موازنه می‌کنیم:

فیلم آموزش الکتروشیمی کاربردی در فرادرس

کلیک کنید

$$\begin{equation} \mathrm {Al } + \mathrm {Ag}^ {+} \rightarrow \mathrm {Al} ^{3+}+ \mathrm {Ag} \end {equation}$$

نیم‌واکنش اکسایش شامل اکسید شدن آلومینیوم طبق واکنش زیر است:

$$\begin{equation}
\mathrm{Al} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+}
\end{equation}$$

این نیم‌واکنش، به لحاظ بار موازنه نیست. با توجه به از دست دادن ۳ الکترون، واکنش را به صورت زیر می‌نویسیم:

$$\begin{equation}
\mathrm{Al} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3 e ^ -
\end{equation}$$

حال این نیم‌واکنش به لحاظ اتم و بار، موازنه شده است. نیم‌واکنش کاهش، شامل نقره است:

$$\begin{equation}
\mathrm {A g}^{+} \rightarrow \mathrm {A g}
\end {equation}$$

برای اینکه نیم‌واکنش بالا نیز موازنه شود، یک الکترون به طرف چپ اضافه می‌کنیم:

$$\begin{equation}
\mathrm {A g}^{+} + e ^ - \rightarrow \mathrm {A g}
\end {equation}$$

زمانی که این دو نیم‌واکنش را با یکدیگر ترکیب کنیم، نکته اصلی در آن است که بارهای الکتریکی باید در دو طرف خنثی شوند. در نتیجه، تعداد الکترون‌های از دست رفته باید با تعداد الکترون‌های بدست ‌آمده یکسان باشند به همین دلیل، دو طرف را باید در یک عدد صحیح ضرب کنیم تا تعداد الکترون‌ها در دوطرف برابر شوند. ۳ الکترون در فرآورده و ۱ الکترون در واکنش‌دهنده داریم در نتیجه کوچک‌ترین مضرب مشترک (ک م م)، عدد ۳ خواهد بود. با ضرب این عدد در هر نیم‌واکنش و جمع زدن هردو، به رابطه زیر می‌رسیم.

$$\begin {equation}
\mathrm {Al}+3 \mathrm {Ag}^{+}+3 \mathrm {e}-\rightarrow \mathrm {Al}^{3+}+ 3 \mathrm {Ag}+3 \mathrm{e}-
\end{equation}$$

در نهایت، با ساده‌سازی واکنش بالا، به واکنش زیر دست پیدا می‌کنیم:

$$\begin {equation}
\mathrm {Al}+3 \mathrm {Ag}^{+}\rightarrow \mathrm {Al}^{3+}+ 3 \mathrm {Ag}
\end{equation}$$

جمع‌بندی

در این آموزش، روش‌های موازنه واکنش اکسایش و کاهش را بررسی کردیم و به غیر از روش وارسی، روش دیگری را نیز برای این کار معرفی کردیم. در ادامه، خلاصه مراحل موازنه، آورده شده است.

• مرحله اول: معادله موازنه نشده را بنویسید.
• مرحله دوم: واکنش اکسایش کاهش رابه نیم‌واکنش‌ها تقسیم کنید.
  • برای هر اتم، عدد اکسایشی اختصاص دهید.
  • تمامی جفت‌های اکسایش و کاهش را مشخص کنید.
• مرحله سوم: در هر نیم‌واکنش، اتم‌ها را موازنه کنید.
  • همه اتم‌ها را به غیر هیدروژن و اکسیژن موازنه کنید.
  • از طریق $$H_2O$$، اتم‌های اکسیژن را موازنه کنید.
  • از طریق $$H ^ +$$، اتم‌های هیدروژن را موازنه کنید.
  • در محیط‌های بازی، به ازای هر $$H ^ +$$، یک $$OH^-$$ به هر طرف اضافه کنید.
• مرحله چهارم: بارها را به کمک $$e^-$$ موازنه کنید.
• مرحله پنجم: تعداد الکترون‌های از دست رفته را با تعداد الکترون‌های بدست آمده برابر کنید.
• مرحله ششم: نیم‌واکنش‌ها را با یکدیگر جمع کنید.
• مرحله هفتم: معادله واکنش را ساده کنید.

در نهایت،‌ موازنه اتم‌ها و بارها باید در دوطرف بررسی شود و با این کار، موازنه واکنش اکسایش و کاهش آلی انجام خواهد شد.