ملخص الفصل ٤: الكيمياء الكهربائية
أهم أفكار كل درس في سطور، ومثال محلول، ورقم الصفحة في كتاب الطالب لتعود إليه. افتح الفصل في الكتاب (صفحة ١٣٢)
4-1 الخلايا الجلفانية
- الخلية الجلفانية خلية كهروكيميائية تحوّل الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية بتفاعل أكسدة واختزال تلقائي، وتتكون من نصفي خلية يصل بينهما سلك خارجي وقنطرة ملحية تسمح بحركة الأيونات.
- تحدث الأكسدة عند الأنود (المصعد) فتخرج منه الإلكترونات، ويحدث الاختزال عند الكاثود (المهبط) الذي تتجه إليه الإلكترونات، ففي خلية الخارصين والنحاس يتأكسد Zn ويُختزل Cu2+.
- جهد الاختزال القياسي يُقاس بالمقارنة مع قطب الهيدروجين القياسي الذي جهده 0.00 V، وجهد الخلية E°cell = E°cathode - E°anode، وإذا كانت قيمته موجبة فالتفاعل تلقائي.
4-2 البطاريات
- البطارية خلية جلفانية أو أكثر في عبوة واحدة، وفي خلية الخارصين والكربون الجافة يعمل غلاف الخارصين أنودًا وعمود الكربون موصلًا كاثوديًا داخل عجينة رطبة من MnO2 وNH4Cl وZnCl2.
- البطاريات الأولية مثل القلوية وبطاريات الفضة لا يُعاد شحنها، أما البطاريات الثانوية مثل بطارية المركم الرصاصي وبطاريات نيكل-كادميوم فيمكن إعادة شحنها لأن تفاعلها عكسي.
- خلية الوقود تنتج الكهرباء من تفاعل الهيدروجين مع الأكسجين الذي ينتج ماء، والتآكل أكسدة الفلزات كصدأ الحديد، ومن طرائق الحماية منه الطلاء والجلفنة بالخارصين واستعمال أنود مضحٍّ.
4-3 التحليل الكهربائي
- التحليل الكهربائي استعمال الطاقة الكهربائية لإحداث تفاعل كيميائي غير تلقائي، والخلية التي يحدث فيها تسمى خلية التحليل الكهربائي، وشحن البطارية الثانوية مثال عليها.
- في خلية داون يُحلل مصهور كلوريد الصوديوم فتتأكسد أيونات الكلوريد عند الأنود منتجة غاز الكلور، وتُختزل أيونات الصوديوم عند الكاثود منتجة فلز الصوديوم، وتحليل الماء ينتج الهيدروجين والأكسجين.
- تحليل محلول ماء البحر المركّز (المحلول الملحي) ينتج غاز الكلور والهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم، ويُستعمل التحليل الكهربائي في صهر الفلزات مثل الألومنيوم وتنقيتها كالنحاس وفي الطلاء الكهربائي.
مثال محلول
خلية جلفانية من الخارصين والنحاس، فيها جهد الاختزال القياسي لـ Cu2+ يساوي +0.34 V ولـ Zn2+ يساوي -0.76 V. حدد الأنود والكاثود واحسب جهد الخلية القياسي.
- المعطيات: E°(Cu2+/Cu) = +0.34 V و E°(Zn2+/Zn) = -0.76 V، والمطلوب E°cell.
- النصف ذو جهد الاختزال الأعلى (النحاس) يُختزل فهو الكاثود، والخارصين يتأكسد فهو الأنود.
- نطبق العلاقة: E°cell = E°cathode - E°anode = (+0.34 V) - (-0.76 V) = +1.10 V.
- تحقق: القيمة موجبة فالتفاعل تلقائي كما يُتوقع في الخلية الجلفانية، و1.10 - 0.34 = 0.76 وهو مقدار جهد الخارصين.
الإجابة: الأنود الخارصين والكاثود النحاس، وجهد الخلية القياسي +1.10 V.
ملخص من إعداد هلا سكول، راجعه فيصل عزيز. المرجع الأساسي هو كتاب الطالب؛ ارجع إلى الصفحات المذكورة.