الوسيم
03-09-2008, 06:59 PM
الخلايا الكهركيميائيةGalvanic Cells
تعرف الخلايا الكهروكيميائية على أنها الأجهزة التي يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه انطلاق طاقة كهربائية أو امتصاصها .
تقسم الخلايا الكهركيميائية حسب تحولات الطاقة فيها الى قسمين :
الخلايا الغلفانية
وهي خلايا كهركيميائية يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه انطلاق طاقة كهربائية . وتتحول فيه الطاقة من كيميائية الى كهربائية.
خلايا التحليل الكهربائي
وهي خلايا كهركيميائية يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه امتصاص طاقة كهربائية . وتتحول فيه الطاقة من كهربائية الى كيميائية.
الخلايا الكهركيميائيةGalvanic Cells
الخلايا الغلفانية
الخلية الغلفانية: جهاز يتم فيه توليد تيار كهربائي نتيجة لحدوث تفاعل تأكسد واختزال، وتتحول فيها الطاقة الكيميائية إلى كهربائية.
أمثلة على الخلايا الغلفانية :
- الخلايا الجافة (البطاريات) .
- المركم الرصاصي (بطارية السيارة) .
- خلايا الوقود (الخلايا المستخدمة لتوليد الطاقة الكهربائية في المركبات الفضائية) .
طرق الحصول على الخلايا الغلفانية:
الطريقة الأولى
وضع العامل المؤكسد والعامل المختزل في وعاء واحد ، وفي هذه الطريقة تنتقل الإلكترونات مباشرة من العوامل المختزلة إلى العوامل المؤكسدة (دارة داخلية) .
العامل المؤكسد : المادة التي تختزل وتسبب تأكسدا لمادة أخرى .
العامل المختزل : المادة التي تتأكسد وتسبب اختزالا لمادة أخرى .
مثال :
عند وضع صفيحة خارصين Zn في محلول كبريتات النحاس CuSO4.
يحدث تفاعل تأكسد واختزال نتيجة لانتقال الالكترونات من صفيحة الخارصين Zn( العامل المختزل ) الى أيونات النحاس Cu+2 (العامل المؤكسد ) .
ويحدث التفاعل وفق معادلة التفاعل الكلي الآتية :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
الطريقة الثانية :
وضع العامل المؤكسد والعامل المختزل في وعاءين منفصلين ودون اختلاط المواد المتفاعلة ، وبهذه الطريقة تنتقل الإلكترونات من العامل المختزل الى العامل المؤكسد عبر موصل (دارة خارجية) .
مثال :
عند وضع صفيحة نحاس Cu في محلول كبريتات النحاس CuSO4، ووضع صفيحة خارصين في محلول كبريتات الخارصين ووصل الصفيحتين بسلك ، ثم وصل المحلولين بقنطرة ملحية تحتوي على محلول ملحي.
وتعمل هذه الخلية وفق المعادلة الآتية :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
1-يحدث تأكسد لذرات الخارصينZnمن الصفيحة وتتحول الى أيونات خارصين موجبةZn+2تدخل الى المحلول .
نصف تفاعل / التأكسد
Zn
®
Zn+2
+
2e -
2- تنتقل الإلكترونات من صفيحة الخارصينZnباتجاه صفيحة النحاسCuعبر السلك .
3- تمرر صفيحة النحاسCu الإلكترونات القادمة من صفيحة الخارصينZnالى أيونات النحاس الموجبةCu+2الموجودة في المحلول فتتعرض بذلك للاختزال .
نصف التفاعل / الاختزال
Cu+2
+
2e -
®
Cu
أجزاء الخلية الغلفانية
1- قطبا الخلية :
أ – المصعد (-) : وهو القطب الذي تحدث عنده عملية التأكسد، ويكتسب شحنة سالبة نتيجة تجمع إلكترونات سالبة الشحنة عليه.
ب- المهبط (+) : وهو القطب الذي تحدث عنده عملية الاختزال ، ويكتسب شحنة موجبة نتيجة سريان الإلكترونات نحوه في الدارة الخارجية .
2- دارة خارجية :
وتتكون من سلك يعمل على نقل الإلكترونات من المصعد إلى المهبط ، ويمكن وصله بفولتميتر لبيان اتجاه الإلكترونات المتنقلة ومقدار فرق الجهد .
3- قنطرة ملحية :
وهي أنبوب على شكل حرف ( U ) وتحتوي على محلول مشبع من مادة متأينة مثل ملح كبريتات الصوديوم، وتعمل على إغلاق الدارة الكهربائية، وعند إزالتها يتوقف سريان التيار. ويمكن استخدام ورقة ترشيح مبلله بمحلول مادة متأينة كبديل عن الأنبوب.
أهمية القنطرة الملحية :
أ – إغلاق الدارة الكهربائية في الخلية الغلفانية.
ب- منع التماس المباشر بين المواد المتفاعلة. لماذا ؟
حتى لا تنتقل الإلكترونات من العامل المختزل للعامل المؤكسد مباشرة فتتكون دارة داخلية كما في الخلايا الغلفانية التي تحدث في وعاء واحد .
ج- مستودع للأيونات الموجبة والسالبة اللازمة لوصول المحلولين في نصفي الخلية إلى حالة التوازن .
آلية عمل الخلايا الغلفانية
لتوضيح آلية عمل الخلايا الغلفانية تتبع الخطوات الآتية في خلية (خارصين – نحاس) والتي تعمل وفق المعادلة
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
1- عند إغلاق الدارة ينحرف مؤشر الفولتميتر، مما يدل على مرور تيار كهربائي. ويشير اتجاه المؤشر إلى أن الإلكترونات تسري من صفيحة (قطب) الخارصين باتجاه صفيحة (قطب) النحاس عبر الدارة الخارجية.
يسمى قطب الخارصين الذي تحدث عنده عملية التأكسد المصعد ، ويحمل اشارة سالبة .
يسمى قطب النحاس الذي تحدث عنده عملية الاختزال المهبط ، ويحمل اشارة موجبة .
وتنتشر في محلول نصف خلية الخارصين وتقل كتلة صفيحة
Zn+2
2- تتأكسد بعض ذرات صفيحة الخارصين لتتحول إلى أيون
الخارصين .
Zn(s)
®
Zn+2(aq)
+
2e-
تأكسد
3- تنتقل الإلكترونات الناتجة من تأكسد الخارصين عبر السلك إلى صفيحة النحاس ، وتختزل أيونات Cu+2 عليها وتتحول إلى ذرات نحاس متعادلة وتزداد كتلة صفيحة النحاس .
Cu+2(aq)
+
2e-
®
Cu(s)
اختزال
4- يؤدي استمرار التفاعل إلى نقص تركيز أيونات Cu+2 في نصف خلية النحاس وزيادة نسبية في أيونات SO4-2 وكذلك زيادة تركيز أيونات Zn+2 في نصف خلية الخارصين، ونقصان نسبي لأيونات SO4-2فيحدث اختلال في التوازنالكهربائي في كل من نصفي الخلية.
5- يستعاد التوازن الكهربائي عندما تتحرك أيونات -Cl في القنطرة الملحية باتجاه نصف خلية الخارصين لكي تعادل أيونات Zn+2 الزائدة، وكذلك تتحرك أيونات SO4-2 الزائدة في نصف خلية النحاس باتجاه القنطرة الملحية، كما تنتشر بعض أيونات Zn+2الزائدة باتجاه القنطرة الملحية وتخرج بعض أيونات K+i من القنطرة الملحية لتتعادل مع أيونات SO4-2الزائدة في نصف خلية النحاس.
جهد الخليةالغلفانية
الخلايا الغلفانية تنتج تياراً كهربائياً نتيجة انتقال الإلكترونات من المصعد إلى المهبط عبر الدارة الخارجية، ويحتاج انتقال الإلكترونات إلى قوة تدفعها في سلك التوصيل تعرف بالقوة الدافعة الكهربائية (وتسمى هذه القوة فرق جهد الخلية) ويستخدم لقياسها جهاز الفولتميتر وتقاس بوحدة الفولت.
فرق جهد الخلية : القوة الدافعة الكهربائية التي يسجلها الفولتميتر بين قطبي خلية غلفانية.
ولكل خلية غلفانية فرق جهد يعتمد على نوع أقطابها.
العوامل التي تعتمد عليها قيمة فرق جهد الخلية الغلفانية :
1- تراكيز الأيونات .
2- درجة الحرارة.
3- ضغوط الغازات المشتركة في التفاعل (إنوجدت).
وللمقارنة بين فرق جهد الخلايا الغلفانية المختلفة اتفق العلماء على اختيار ظروف موحدة تعرف بالظروف المعيارية :
ضغط جوي واحد للغازات .
درجة حرارة 25ْ س .
تركيز 1 مول / لتر للأيونات .
ويسمى فرق جهد الخلية المقاس في الظروف المعيارية جهد الخلية المعياري ويرمز له بالرمز ْE .
يعد جهد الخلية المعياري مقياساً لقدرة الخلية على إنتاج تيار كهربائي، ويمثل قابلية تفاعل التأكسد والاختزال للحدوث، وكلما زاد جهد الخلية المعياري زاد ميل نصفي تفاعل التأكسد والاختزال للحدوث.
سؤال : جهد الخلية المعياري لخلية (خارصين – نحاس) 1.1 فولت ، ولخلية (خارصين – فضة) 1.56 فولت فإذا كان الخارصين هو المصعد في الخليتين، فأيهما أكثر ميلاً للاختزال : أيونات Cu+2 أم Ag+I .
الجواب : أيونات الفضة Ag+i
جهد القطب المعياري
لا يمكن قياس جهد نصف تفاعل ما بمفرده إلا إذا اقترن بنصف تفاعل آخر له جهد معلوم . لماذا ؟
لأن نصف تفاعل التأكسد لا يحدث الا بوجود نصف تفاعلالاختزال .
وقد تم اتخاذ قطب الهيدروجين المعياري أساساً لقياس جهود أنصاف التفاعلات الأخرى، وتم اعتبار جهد نصف التفاعل التأكسد والاختزال له يساوي صفراً في الظروف المعيارية.
جهد اختزال الهيدروجين
= صفر فولت
Eْ
2H+(aq)
+
2e-
®
H2(g)
جهد تأكسد الهيدروجين
= صفر فولت
Eْ
H2(g)
®
2H+(aq)
+
2e-
يتكون قطب الهيدروجين المعياري من قطب من البلاتين مغموس في محلول حمضي تركيز أيون الهيدروجينH+I فيه( 1مول/لتر).ويمر فوقه بصورة مستمرة تيار من الهيدروجين تحت ضغط جوي واحد وعند درجة حرارة 25 ْ س . شكل
عند اقتران قطب الهيدروجين المعياري مع نصف تفاعل آخر في خلية غلفانية، يمكن أن تسير الإلكترونات في أي من الاتجاهين تبعاً لميل نصف التفاعل الأخر للاختزال ، ويعرف هذا الميل بجهد الاختزال.
ولتحديد جهد الاختزال المعياري لنصف تفاعل ما يوضع في ظروف معيارية ويربط بقطب الهيدروجين المعياري، وبتحديد المصعد والمهبط وقراءة جهد الخلية المعياري يحسب جهد الاختزال للقطب المجهول من العلاقة :
جهد الخلية المعياري ( ْE) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد .
مثال 1 :
تم وصل نصف خلية من الخارصين مكونة من صفيحة خارصين في محلول كبريتات الخارصين بتركيز (1 مول/لتر) ودرجة حرارة ( 25 ْ س) مع قطب الهيدروجين المعياري ، فتبين أن الالكترونات تسري من نصف خلية الخارصين الى نصف خلية الهيدروجين ، وأن قراءة الفولتميتر تساوي (0.76 فولت) .
لاحظ كيف نحسب جهد اختزال الخارصين .
Zn
®
Zn+2
+
2e-
مصعد
2H+
+
2e-
®
H2
مهبط
قراءة الفولتميتر تشير الى أن جهد الخلية المعياري = 0.76 فولت .
جهد الخلية المعياري ( ْE ) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد.
جهد الخلية المعياري ( ْE ) = جهد اختزال الهيدروجين – جهد اختزال الخارصين
0.76 = صفر - ْE للخارصين
جهد اختزال الخارصين = -0.76 فولت
= - 0.76 فولت
Eْ
Zn+2
+
2e-
®
Zn
تعني الإشارة السالبة لجهد اختزال الخارصين أن الخارصين أكثر ميلاً للتأكسد من الهيدروجين . أو أن الهيدروجين أكثر ميلا للاختزال من الخارصين .
ولكتابة نصف تفاعل التأكسد للخارصين نعكس المعادلة السابقة مع عكس اشارة الجهد .
=+ 0.76 فولت
Eْ
Zn
®
Zn+2
+
2e-
السلسلة الكهركيميائية
للمقارنة بين أنصاف التفاعلات المختلفة من حيث ميلها للتأكسد والاختزال، تم الاتفاق على أن تكتب أنصاف التفاعلات جميعها على الصورة الاختزالية وترتيبها في جدول خاص، يسمى السلسلة الكهركيميائية.
السلسلة الكهركيميائية : ترتيب للمواد وفق نشاطها الكيميائي، أي قدرتها على كسب الإلكترونات وفقدها بالاعتماد على جهود الاختزال المعيارية.
* ومن السلسلة يلاحظ أنة كلما زاد جهد الاختزال رياضياً زاد الميل للاختزال.
ويستخدم جدول جهود الاختزال المعيارية ( السلسلة الكهركيميائية ) :
- لحساب جهد الخلية المعياري.
- لمقارنة قوة العوامل المؤكسدة والمختزلة.
- للتنبؤ بحدوث التفاعلات.
حساب جهد الخلية ْ E
لحساب جهد الخلية المعياري اتبع الخطوات الآتية :
استخرج أنصاف التفاعلات وقيم ْE لها والخاصة بالتفاعل الخلوي من الجدول.
اقلب نصف التفاعل المعبر عن التأكسد مع عكس إشارة ْE المرافقة له.
ساوي عدد الإلكترونات في نصفي تفاعل التأكسد والاختزال بالضرب التبادلي إن لزم الأمر دون المساس بقيمة ْE ، إذ أن جهود الاختزال من الخواص النوعية للمادة، وهذه الخواص لا تعتمد على كمية المادة.
اجمع نصفي تفاعل التأكسد والاختزال، واجمع في الوقت نفسه الجهود المرافقة لها.
أو يمكنك استخدام العلاقة :
جهد الخلية المعياري (ْ E) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد
مثال : احسب ْE للخلية الغلفانية التي تعمل وفق المعادلة :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
إذا علمت أن :
= ـ 0.76 فولت
Eْ
Zn+2
+
2e-
®
Zn
= + 0.34 فولت
Eْ
Cu+2
+
e-
®
Cu
بالنظر إلى التفاعل الخلوي يلاحظ أن الخارصين يتأكسد وأيونات النحاس تختزل، ومن جهود الاختزال أيضاً يلاحظ أن الخارصين أكثر ميلاً للتأكسد من النحاس لذا نقلب المعادلة رقم 1.
= + 0.76 فولت
Eْ
Zn
®
Zn+2
+
2e-
تأكسد
= + 0.34 فولت
Eْ
Cu+2
+
2e-
®
Cu
اختزال
بالجمع ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
التفاعل الخلوي
Cu
+
Zn+2
®
Cu+2
+
Zn
Eْ
= + 1.10 فولت
تعرف الخلايا الكهروكيميائية على أنها الأجهزة التي يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه انطلاق طاقة كهربائية أو امتصاصها .
تقسم الخلايا الكهركيميائية حسب تحولات الطاقة فيها الى قسمين :
الخلايا الغلفانية
وهي خلايا كهركيميائية يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه انطلاق طاقة كهربائية . وتتحول فيه الطاقة من كيميائية الى كهربائية.
خلايا التحليل الكهربائي
وهي خلايا كهركيميائية يتم فيها تفاعل تأكسد واختزال يصاحبه امتصاص طاقة كهربائية . وتتحول فيه الطاقة من كهربائية الى كيميائية.
الخلايا الكهركيميائيةGalvanic Cells
الخلايا الغلفانية
الخلية الغلفانية: جهاز يتم فيه توليد تيار كهربائي نتيجة لحدوث تفاعل تأكسد واختزال، وتتحول فيها الطاقة الكيميائية إلى كهربائية.
أمثلة على الخلايا الغلفانية :
- الخلايا الجافة (البطاريات) .
- المركم الرصاصي (بطارية السيارة) .
- خلايا الوقود (الخلايا المستخدمة لتوليد الطاقة الكهربائية في المركبات الفضائية) .
طرق الحصول على الخلايا الغلفانية:
الطريقة الأولى
وضع العامل المؤكسد والعامل المختزل في وعاء واحد ، وفي هذه الطريقة تنتقل الإلكترونات مباشرة من العوامل المختزلة إلى العوامل المؤكسدة (دارة داخلية) .
العامل المؤكسد : المادة التي تختزل وتسبب تأكسدا لمادة أخرى .
العامل المختزل : المادة التي تتأكسد وتسبب اختزالا لمادة أخرى .
مثال :
عند وضع صفيحة خارصين Zn في محلول كبريتات النحاس CuSO4.
يحدث تفاعل تأكسد واختزال نتيجة لانتقال الالكترونات من صفيحة الخارصين Zn( العامل المختزل ) الى أيونات النحاس Cu+2 (العامل المؤكسد ) .
ويحدث التفاعل وفق معادلة التفاعل الكلي الآتية :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
الطريقة الثانية :
وضع العامل المؤكسد والعامل المختزل في وعاءين منفصلين ودون اختلاط المواد المتفاعلة ، وبهذه الطريقة تنتقل الإلكترونات من العامل المختزل الى العامل المؤكسد عبر موصل (دارة خارجية) .
مثال :
عند وضع صفيحة نحاس Cu في محلول كبريتات النحاس CuSO4، ووضع صفيحة خارصين في محلول كبريتات الخارصين ووصل الصفيحتين بسلك ، ثم وصل المحلولين بقنطرة ملحية تحتوي على محلول ملحي.
وتعمل هذه الخلية وفق المعادلة الآتية :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
1-يحدث تأكسد لذرات الخارصينZnمن الصفيحة وتتحول الى أيونات خارصين موجبةZn+2تدخل الى المحلول .
نصف تفاعل / التأكسد
Zn
®
Zn+2
+
2e -
2- تنتقل الإلكترونات من صفيحة الخارصينZnباتجاه صفيحة النحاسCuعبر السلك .
3- تمرر صفيحة النحاسCu الإلكترونات القادمة من صفيحة الخارصينZnالى أيونات النحاس الموجبةCu+2الموجودة في المحلول فتتعرض بذلك للاختزال .
نصف التفاعل / الاختزال
Cu+2
+
2e -
®
Cu
أجزاء الخلية الغلفانية
1- قطبا الخلية :
أ – المصعد (-) : وهو القطب الذي تحدث عنده عملية التأكسد، ويكتسب شحنة سالبة نتيجة تجمع إلكترونات سالبة الشحنة عليه.
ب- المهبط (+) : وهو القطب الذي تحدث عنده عملية الاختزال ، ويكتسب شحنة موجبة نتيجة سريان الإلكترونات نحوه في الدارة الخارجية .
2- دارة خارجية :
وتتكون من سلك يعمل على نقل الإلكترونات من المصعد إلى المهبط ، ويمكن وصله بفولتميتر لبيان اتجاه الإلكترونات المتنقلة ومقدار فرق الجهد .
3- قنطرة ملحية :
وهي أنبوب على شكل حرف ( U ) وتحتوي على محلول مشبع من مادة متأينة مثل ملح كبريتات الصوديوم، وتعمل على إغلاق الدارة الكهربائية، وعند إزالتها يتوقف سريان التيار. ويمكن استخدام ورقة ترشيح مبلله بمحلول مادة متأينة كبديل عن الأنبوب.
أهمية القنطرة الملحية :
أ – إغلاق الدارة الكهربائية في الخلية الغلفانية.
ب- منع التماس المباشر بين المواد المتفاعلة. لماذا ؟
حتى لا تنتقل الإلكترونات من العامل المختزل للعامل المؤكسد مباشرة فتتكون دارة داخلية كما في الخلايا الغلفانية التي تحدث في وعاء واحد .
ج- مستودع للأيونات الموجبة والسالبة اللازمة لوصول المحلولين في نصفي الخلية إلى حالة التوازن .
آلية عمل الخلايا الغلفانية
لتوضيح آلية عمل الخلايا الغلفانية تتبع الخطوات الآتية في خلية (خارصين – نحاس) والتي تعمل وفق المعادلة
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
1- عند إغلاق الدارة ينحرف مؤشر الفولتميتر، مما يدل على مرور تيار كهربائي. ويشير اتجاه المؤشر إلى أن الإلكترونات تسري من صفيحة (قطب) الخارصين باتجاه صفيحة (قطب) النحاس عبر الدارة الخارجية.
يسمى قطب الخارصين الذي تحدث عنده عملية التأكسد المصعد ، ويحمل اشارة سالبة .
يسمى قطب النحاس الذي تحدث عنده عملية الاختزال المهبط ، ويحمل اشارة موجبة .
وتنتشر في محلول نصف خلية الخارصين وتقل كتلة صفيحة
Zn+2
2- تتأكسد بعض ذرات صفيحة الخارصين لتتحول إلى أيون
الخارصين .
Zn(s)
®
Zn+2(aq)
+
2e-
تأكسد
3- تنتقل الإلكترونات الناتجة من تأكسد الخارصين عبر السلك إلى صفيحة النحاس ، وتختزل أيونات Cu+2 عليها وتتحول إلى ذرات نحاس متعادلة وتزداد كتلة صفيحة النحاس .
Cu+2(aq)
+
2e-
®
Cu(s)
اختزال
4- يؤدي استمرار التفاعل إلى نقص تركيز أيونات Cu+2 في نصف خلية النحاس وزيادة نسبية في أيونات SO4-2 وكذلك زيادة تركيز أيونات Zn+2 في نصف خلية الخارصين، ونقصان نسبي لأيونات SO4-2فيحدث اختلال في التوازنالكهربائي في كل من نصفي الخلية.
5- يستعاد التوازن الكهربائي عندما تتحرك أيونات -Cl في القنطرة الملحية باتجاه نصف خلية الخارصين لكي تعادل أيونات Zn+2 الزائدة، وكذلك تتحرك أيونات SO4-2 الزائدة في نصف خلية النحاس باتجاه القنطرة الملحية، كما تنتشر بعض أيونات Zn+2الزائدة باتجاه القنطرة الملحية وتخرج بعض أيونات K+i من القنطرة الملحية لتتعادل مع أيونات SO4-2الزائدة في نصف خلية النحاس.
جهد الخليةالغلفانية
الخلايا الغلفانية تنتج تياراً كهربائياً نتيجة انتقال الإلكترونات من المصعد إلى المهبط عبر الدارة الخارجية، ويحتاج انتقال الإلكترونات إلى قوة تدفعها في سلك التوصيل تعرف بالقوة الدافعة الكهربائية (وتسمى هذه القوة فرق جهد الخلية) ويستخدم لقياسها جهاز الفولتميتر وتقاس بوحدة الفولت.
فرق جهد الخلية : القوة الدافعة الكهربائية التي يسجلها الفولتميتر بين قطبي خلية غلفانية.
ولكل خلية غلفانية فرق جهد يعتمد على نوع أقطابها.
العوامل التي تعتمد عليها قيمة فرق جهد الخلية الغلفانية :
1- تراكيز الأيونات .
2- درجة الحرارة.
3- ضغوط الغازات المشتركة في التفاعل (إنوجدت).
وللمقارنة بين فرق جهد الخلايا الغلفانية المختلفة اتفق العلماء على اختيار ظروف موحدة تعرف بالظروف المعيارية :
ضغط جوي واحد للغازات .
درجة حرارة 25ْ س .
تركيز 1 مول / لتر للأيونات .
ويسمى فرق جهد الخلية المقاس في الظروف المعيارية جهد الخلية المعياري ويرمز له بالرمز ْE .
يعد جهد الخلية المعياري مقياساً لقدرة الخلية على إنتاج تيار كهربائي، ويمثل قابلية تفاعل التأكسد والاختزال للحدوث، وكلما زاد جهد الخلية المعياري زاد ميل نصفي تفاعل التأكسد والاختزال للحدوث.
سؤال : جهد الخلية المعياري لخلية (خارصين – نحاس) 1.1 فولت ، ولخلية (خارصين – فضة) 1.56 فولت فإذا كان الخارصين هو المصعد في الخليتين، فأيهما أكثر ميلاً للاختزال : أيونات Cu+2 أم Ag+I .
الجواب : أيونات الفضة Ag+i
جهد القطب المعياري
لا يمكن قياس جهد نصف تفاعل ما بمفرده إلا إذا اقترن بنصف تفاعل آخر له جهد معلوم . لماذا ؟
لأن نصف تفاعل التأكسد لا يحدث الا بوجود نصف تفاعلالاختزال .
وقد تم اتخاذ قطب الهيدروجين المعياري أساساً لقياس جهود أنصاف التفاعلات الأخرى، وتم اعتبار جهد نصف التفاعل التأكسد والاختزال له يساوي صفراً في الظروف المعيارية.
جهد اختزال الهيدروجين
= صفر فولت
Eْ
2H+(aq)
+
2e-
®
H2(g)
جهد تأكسد الهيدروجين
= صفر فولت
Eْ
H2(g)
®
2H+(aq)
+
2e-
يتكون قطب الهيدروجين المعياري من قطب من البلاتين مغموس في محلول حمضي تركيز أيون الهيدروجينH+I فيه( 1مول/لتر).ويمر فوقه بصورة مستمرة تيار من الهيدروجين تحت ضغط جوي واحد وعند درجة حرارة 25 ْ س . شكل
عند اقتران قطب الهيدروجين المعياري مع نصف تفاعل آخر في خلية غلفانية، يمكن أن تسير الإلكترونات في أي من الاتجاهين تبعاً لميل نصف التفاعل الأخر للاختزال ، ويعرف هذا الميل بجهد الاختزال.
ولتحديد جهد الاختزال المعياري لنصف تفاعل ما يوضع في ظروف معيارية ويربط بقطب الهيدروجين المعياري، وبتحديد المصعد والمهبط وقراءة جهد الخلية المعياري يحسب جهد الاختزال للقطب المجهول من العلاقة :
جهد الخلية المعياري ( ْE) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد .
مثال 1 :
تم وصل نصف خلية من الخارصين مكونة من صفيحة خارصين في محلول كبريتات الخارصين بتركيز (1 مول/لتر) ودرجة حرارة ( 25 ْ س) مع قطب الهيدروجين المعياري ، فتبين أن الالكترونات تسري من نصف خلية الخارصين الى نصف خلية الهيدروجين ، وأن قراءة الفولتميتر تساوي (0.76 فولت) .
لاحظ كيف نحسب جهد اختزال الخارصين .
Zn
®
Zn+2
+
2e-
مصعد
2H+
+
2e-
®
H2
مهبط
قراءة الفولتميتر تشير الى أن جهد الخلية المعياري = 0.76 فولت .
جهد الخلية المعياري ( ْE ) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد.
جهد الخلية المعياري ( ْE ) = جهد اختزال الهيدروجين – جهد اختزال الخارصين
0.76 = صفر - ْE للخارصين
جهد اختزال الخارصين = -0.76 فولت
= - 0.76 فولت
Eْ
Zn+2
+
2e-
®
Zn
تعني الإشارة السالبة لجهد اختزال الخارصين أن الخارصين أكثر ميلاً للتأكسد من الهيدروجين . أو أن الهيدروجين أكثر ميلا للاختزال من الخارصين .
ولكتابة نصف تفاعل التأكسد للخارصين نعكس المعادلة السابقة مع عكس اشارة الجهد .
=+ 0.76 فولت
Eْ
Zn
®
Zn+2
+
2e-
السلسلة الكهركيميائية
للمقارنة بين أنصاف التفاعلات المختلفة من حيث ميلها للتأكسد والاختزال، تم الاتفاق على أن تكتب أنصاف التفاعلات جميعها على الصورة الاختزالية وترتيبها في جدول خاص، يسمى السلسلة الكهركيميائية.
السلسلة الكهركيميائية : ترتيب للمواد وفق نشاطها الكيميائي، أي قدرتها على كسب الإلكترونات وفقدها بالاعتماد على جهود الاختزال المعيارية.
* ومن السلسلة يلاحظ أنة كلما زاد جهد الاختزال رياضياً زاد الميل للاختزال.
ويستخدم جدول جهود الاختزال المعيارية ( السلسلة الكهركيميائية ) :
- لحساب جهد الخلية المعياري.
- لمقارنة قوة العوامل المؤكسدة والمختزلة.
- للتنبؤ بحدوث التفاعلات.
حساب جهد الخلية ْ E
لحساب جهد الخلية المعياري اتبع الخطوات الآتية :
استخرج أنصاف التفاعلات وقيم ْE لها والخاصة بالتفاعل الخلوي من الجدول.
اقلب نصف التفاعل المعبر عن التأكسد مع عكس إشارة ْE المرافقة له.
ساوي عدد الإلكترونات في نصفي تفاعل التأكسد والاختزال بالضرب التبادلي إن لزم الأمر دون المساس بقيمة ْE ، إذ أن جهود الاختزال من الخواص النوعية للمادة، وهذه الخواص لا تعتمد على كمية المادة.
اجمع نصفي تفاعل التأكسد والاختزال، واجمع في الوقت نفسه الجهود المرافقة لها.
أو يمكنك استخدام العلاقة :
جهد الخلية المعياري (ْ E) = جهد الاختزال للمهبط – جهد الاختزال للمصعد
مثال : احسب ْE للخلية الغلفانية التي تعمل وفق المعادلة :
Zn(s)
+
Cu+2(aq)
®
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
إذا علمت أن :
= ـ 0.76 فولت
Eْ
Zn+2
+
2e-
®
Zn
= + 0.34 فولت
Eْ
Cu+2
+
e-
®
Cu
بالنظر إلى التفاعل الخلوي يلاحظ أن الخارصين يتأكسد وأيونات النحاس تختزل، ومن جهود الاختزال أيضاً يلاحظ أن الخارصين أكثر ميلاً للتأكسد من النحاس لذا نقلب المعادلة رقم 1.
= + 0.76 فولت
Eْ
Zn
®
Zn+2
+
2e-
تأكسد
= + 0.34 فولت
Eْ
Cu+2
+
2e-
®
Cu
اختزال
بالجمع ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
التفاعل الخلوي
Cu
+
Zn+2
®
Cu+2
+
Zn
Eْ
= + 1.10 فولت