اکسایش ، کاهش و قواعد عدد اکسایش

1. مفهوم اکسایش و کاهش (داد و ستد الکترون)
در بسیاری از واکنش‌های شیمیایی، جایگاه الکترون‌ها بین اتم‌ها تغییر می‌کند. الکتروشیمی علم مطالعه واکنش‌هایی است که در آن‌ها انتقال الکترون رخ می‌دهد.
• اکسایش: فرایندی است که در آن یک گونه شیمیایی (اتم، مولکول یا یون) الکترون از دست می‌دهد. در این حالت، بار الکتریکی (یا عدد اکسایش) آن گونه مثبت‌تر می‌شود.
• کاهش: فرایندی است که در آن یک گونه شیمیایی الکترون به دست می‌آورد. در این حالت، بار الکتریکی (یا عدد اکسایش) آن گونه منفی‌تر (یا کمتر مثبت) می‌شود.
یک ترفند ساده برای تدریس:
2. عدد اکسایش چیست؟
در ترکیبات یونی، بار یون همان تعداد الکترون‌های مبادله شده است (مثلاً در \(NaCl\)، بار سدیم 1+ و کلر 1- است).
اما در ترکیبات کووالانسی (مثل \(H_{2}O\) یا\( CO_{2}\)) که الکترون‌ها به اشتراک گذاشته می‌شوند، انتقال کامل الکترون نداریم.
برای حل این مشکل، شیمی‌دان‌ها مفهومی به نام عدد اکسایش تعریف کردند:
تعریف: عدد اکسایش یک اتم، بار الکتریکی فرضی است که به یک اتم نسبت داده می‌شود. با این فرض که در تمام پیوندها، جفت الکترون‌های پیوندی به طور کامل به اتم الکترونگاتیوتر (نافلزتر) منتقل شده‌اند.
3. قواعد تعیین عدد اکسایش (روش فرمولی)
برای یافتن عدد اکسایش اتم‌ها در فرمول‌های شیمیایی، 7 قاعده طلایی داریم که باید به ترتیب اولویت رعایت شوند:
1. عناصر آزاد: عدد اکسایش اتم‌ها در عناصر آزاد (تک اتمی یا چند اتمی) همیشه صفر است، یعنی در ترکیب با عناصر دیگر نباشند.
مثال: \(Na = 0\)، \(O_2 = 0\)، \(P_4 = 0\)، \(S_8 = 0\).
2. یون‌های تک‌اتمی: عدد اکسایش برابر با بار الکتریکی یون است.
مثال: در \(Fe^{3+}\) عدد اکسایش آهن 3+ و در \(S^{2-}\) عدد اکسایش گوگرد 2- است.
3. فلزات در ترکیبات:

• گروه 1 (قلیایی‌ها مثل \(K\), \(Na\), \(Li\)): همیشه 1+
• گروه 2 (قلیایی خاکی‌ها مثل \(Ba\), \(Ca\), \(Mg\)): همیشه 2+
• آلومینیوم (\(Al\)): همیشه 3+
4. فلوئور (\(F\)): چون الکترونگاتیوترین عنصر جدول تناوبی است، در تمام ترکیباتش عدد اکسایش آن 1- است. 
5. هیدروژن (\(H\)): 
• در ترکیب با نافلزات (اغلب موارد): 1+ (مثل \(CH_{4}\)، \(HCl\)، \(H_{2}O\)) 
• در ترکیب با فلزات (هیدریدها): 1-(مثل \(NaH\)، \(CaH_{2}\)) 
6. اکسیژن (\(O\)): 
• در اکثر ترکیبات:2_(مثل \(CO_{2}\)، \(H_{2}SO_{4}\)) 
• در پراکسیدها (که پیوند \(O-O\) دارند):1- (مثل \(Na_{2}O_{2}\)، \(H_{2}O_{2}\)) 
• در ترکیب با فلوئور: مثبت می‌شود (در \(OF_{2}\) برابر +2 است). 
7. قاعده جمع جبری: 
• در یک مولکول خنثی، جمع جبری اعداد اکسایش تمام اتم‌ها برابر صفر است. 
• در یک یون چنداتمی، جمع جبری اعداد اکسایش برابر بار یون است. 
مثال‌های کاربردی برای روش فرمولی: 
• یافتن عدد اکسایش گوگرد در گوگرد تری‌اکسید (\(SO_{3}\)): 
مولکول خنثی است، پس مجموع برابر صفر است. اکسیژن 2_ است. \[S + 3(O) = 0 → S + 3(-2) = 0 → S - 6 = 0 → S = +6\] • یافتن عدد اکسایش کروم در یون دی‌کرومات \((Cr_{2}O_{7}^{2-})\): 
مجموع باید برابر بار یون (2-) باشد. \[2(Cr) + 7(O) = -2 → 2(Cr) + 7(-2) = -2 → 2Cr - 14 = -2 → 2Cr = +12 → Cr = +6\] • یافتن عدد اکسایش منگنز در پتاسیم پرمنگنات (\(KMnO_{4}\)): 
پتاسیم گروه 1 است (1+)، اکسیژن 2- است، مجموع صفر است.\[K + Mn + 4(O) = 0 \rightarrow (+1) + Mn + 4(-2) = 0 \rightarrow Mn - 7 = 0 \rightarrow Mn = +7\]4. تعیین عدد اکسایش از روی ساختار لوئیس (روش پیشرفته و دقیق) 

روش فرمولی برای ترکیبات معدنی عالی است، اما در ترکیبات آلی (کربن‌دار) معمولاً میانگین عدد اکسایش کربن‌ها را می‌دهد. برای یافتن عدد اکسایش دقیق هر اتم به طور مجزا، از ساختار لوئیس و مفهوم الکترونگاتیوی استفاده می‌کنیم. فرمول کلیدی:

 (الکترون‌های نسبت داده شده به اتم در مولکول) - (الکترون‌های ظرفیت اتم خنثی) = عدد اکسایش 

الکترون های ظرفیت هر اتم همان یکان شماره گروه آیوپاک آن اتم است. 

قوانین نسبت دادن الکترون‌ها در ساختار لوئیس: 

1. جفت الکترون‌های ناپیوندی (آزاد) کاملاً متعلق به همان اتمی هستند که روی آن قرار دارند. 

2. در یک پیوند کووالانسی بین دو اتم متفاوت، هر دو الکترون پیوندی به اتم الکترونگاتیوتر(نافلزتر) نسبت داده می‌شود. 

3. در یک پیوند کووالانسی بین دو اتم یکسان (مثل C - C)، الکترون‌های پیوندی به طور مساوی بین دو اتم تقسیم می‌شوند (هر پیوند 1 الکترون برای هر اتم).

(یادآوری روند الکترونگاتیوی:\(F > O > N \approx Cl > Br > C > S > I > P > H\))

مثال 1: آب (\(H_{2}O\)) 

ساختار: \(H-\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{O}}-H\). 

• • الکترونگاتیوی اکسیژن از هیدروژن بیشتر است. .
• • اکسیژن 2 جفت الکترون آزاد (4 الکترون) دارد. در دو پیوند یگانه با هیدروژن، هر 4 الکترون پیوندی سهم اکسیژن می‌شود. جمعاً اکسیژن مالک 8 الکترون می‌شود.
• • ظرفیت اکسیژن گروه 16 برابر 6 است ← عدد اکسایش اکسیژن \(6-8=-2\) .
• • هیدروژن (ظرفیت 1) هیچ الکترونی نصیبش نمی‌شود (صفر الکترون) ← عدد اکسایش هیدروژن \(1 - 0 = +1 \)

مثال 2: متانول (\(CH_{3}OH\))

در این مولکول کربن 3 پیوند با \(H\)و 1 پیوند با \(O\)دارد.
• بین \(C\) و \(H\)، کربن الکترونگاتیویتر است (الکترون‌های 3 پیوند \(C-H\) یعنی 6 الکترون به کربن می‌رسد).
• بین \(C\) و \(O\)، اکسیژن الکترونگاتیویتر است (الکترون‌های این پیوند به اکسیژن می‌رسد).
• بنابراین سهم کربن در این ساختار 6 الکترون است. ظرفیت کربن (گروه 14) برابر 4 است.
• عدد اکسایش کربن \(4 - 6 = -2\)
مثال 3 (بسیار مهم در امتحانات): استیک اسید \(CH_3COOH\)
این مولکول دو اتم کربن با محیط شیمیایی متفاوت دارد.
کربن شماره 2 (گروه متیل \(-CH_3\)):
این کربن به 3 اتم\(H\) و 1 اتم \(C\)متصل است. الکترون‌های پیوند با\(H\)سهم اوست (6 الکترون). پیوند\(C-C\)به طور مساوی تقسیم می‌شود (1 الکترون سهم این کربن). مجموعاً 7 الکترون.
عدد اکسایش \(4 - 7 = -3\)

کربن شماره 1 (گروه کربوکسیل \(-COOH\)):
این کربن یک پیوند دوگانه با\(O\)، یک پیوند یگانه با \(O\)و یک پیوند یگانه با \(C\)دیگر دارد.
کربن در برابر اکسیژن بازنده است (الکترونگاتیوی کمتری دارد)، پس از پیوندها با اکسیژن هیچ الکترونی نمی‌گیرد. از پیوند\( C-C\) تنها 1 الکترون سهم اوست.
عدد اکسایش\(4-1=+3\)
(توجه کنید که اگر از روش فرمولی برای\( C_{2}H_{4}O_{2} \)استفاده کنیم، میانگین عدد اکسایش کربن‌ها صفر به دست می‌آید، در حالی که یکی3+ و دیگری 3- است!)