ا/الدخيري : ملخص الكيمياء الكهربية لطلاب الشهادة السودانية PDF

 

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية

تعرف بأنها دراسة الطاقة الكهربية الناتجة من التغيرات الكيميائية أو التغيرات الكيميائية الناتجة عند مرور التيار الكهربي خلال

مصورات أو محاليل المواد.

يمكن تقسيم دراسة الكيمياء الكهربية إلى قسمين كما يلي:

(أ) دراسة إنتاج الطاقة الكهربية نتيجة التفاعلات الكيميائية (تحويل الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربية). (ب) دراسة التغيرات الكيميائية التي تحدث عند إمرار التيار الكهربي خلال المادة الكيميائية (تحويل الطاقة الكهربية إلى طاقة كيميائية). يمكن تمثيل ذلك بالسهمين المتعاكسين كالآتي:

تفاعلات الأكسدة والإختزال

طاقة كيميائية طاقة كهربائية

* الأكسدة: فقدان الكترون أو أكثر من ذرة أو جزئ أو أيون أو مجموعة أيونية.

هي

العامل المختزل: هو الذرة أو الجزئ أو الأيون أو المجموعة الأيونية التي تفقد ألكترون أو أكثر في تفاعل كيميائي معين وتتم أكسدتها.

* الإختزال: هو إكتساب الكترون أو أكثر بواسطة ذرة أو جزئ أو أيون أو مجموعة أيونية.

العامل المؤكسد هو الذرة أو الجزئ أو الأيون أو المجموعة الأيونية التي تكتسب الكترون أو أكثر في تفاعل كيميائي معين ويتم

اختزالها.

أمثلة:

۱. تفاعل الخارصين مع حامض الكبريتيك المخفف : معادلة لفظية : خارصين + حامض الكبريتيك المخفف

← كبريتات الخارصين + غاز الهيدروجين معادلة رمزية : SO + H ' Zn + H2SO4 يمكن تقسم التفاعل إلى نصفين كالآتي:

تفاعل الأكسدة:

تفاعل الإختزال

2+

→ Zn

+ 2e

+ 2e

Zn عامل مختزل)

2 (عامل مؤكسد)

2+

المعادلة الأيونية الكاملة: H2 + 2

. تفاعل النحاس مع نترات الفضة معادلة لفظية: نترات فضة + نحاس

معادلة رمزية: Cu(NO3)2 + 2Ag →

Zn + 2H*

نترات نحاس + فضة

2AgNO3 + Cu

2+

................... Jole) Cu

→ Cu

+ 2e

2Ag (عامل

+ 2e

→ 2Ag

تفاعل الأكسدة:

تفاعل الاختزال

المعادلة الأيونية الكاملة .

عدد الأكسدة:

هو عدد الشحنات الموجبة أو السالبة التي يفترض أن تحملها ذرة العنصر في مركب أيوني أو إسهامي.

القواعد العامة لعدد التأكسد:

۱ عدد أكسدة ذرة العنصر الحر = صفر. أمثلة .

٢ عدد أكسدة الأيون الحر أحادي الذرة

أمثلة:

=

عدد أكسدة عناصر المجموعة الأولى = +١ في جميع مركباتها.

٤ عدد أكسدة عناصر المجموعة الثانية +۲ في .

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات

12/1

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

عمر

إعداد/ أ. إبراهيم : . (الدخيري) وتختلف اعداد اكسدتها في مركباتها مع

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية )

10

عدد

أكسدة الهالوجينات في

= 1-

ومع بعضها البعض.

٦ عدد أكسدة الهيدروجين =+١+ ما عدا في حالة .

أكسدة عدد يساوي.

عدد

مثل

الفلزات =- مثل NaH

=-٢ في جميع مركابته عدا في

وفي مركبه مع الفلور

وبعض الهالوجينات

. أكسدة الكبريت في مركباته الثنائية مثل FSH =-۲ باستثناء مركباته مع

و

ويساوي +٤ في

أما في .

+=..

في المركب المتعادل كهربياً : المجموع الجبري للشحنات السالبة والموجبة المكونة للجزي = صفر. ١٠/ في المجموعة الأيونية : المجموع الجبري للشحنات الموجبة والسالبة المكونة للمجموعة الأيونية = الشحنة التي تحملها

المجموعة الأيونية.

أمثلة: أحسب عدد الأكسدة للعنصر الذي تحته خط:

JJ

K2Cr2O7 /\

الحل:

H2PO الحل:

الحل:

H2SO4 /

C2042/2

تمرین

أحسب : عدد الكسدة للعنصر الذي تحته خط فيمايل

C....................

, KMnO4.

تعريف عدد الأكسدة والاختزال بدلالة أعداد الأكسدة:

الأكسدة: هي ا الزيادة في عدد الأكسدة.

NO3

NH4

العامل المختزل: هو المادة التي تتاكسد بفقد ألكترونات فيزيد عدد الأكسدة فيها. * الاختزال: هو النقص في : عدد الأكسدة

العامل المؤكسد : هو المادة التي تختزل باكتساب الكترونات فينقص عدد الأكسدة فيها.

يزداد عدد الأكسدة - يقوي العامل المختزل

... ، +۳ ، + ۲ ، + ۱ ، صفر ، - ۱ ، ۲۰ ، - ، ....... ينقص عدد الأكسدة - يقوى العامل المؤكسد

أمثلة : حدد الأكسدة والاختزال والعامل المؤكسد والعامل المختزل فيمايلي:

(1)

(A)

(۳)

صفر

اختزال

I

→ 2KOH +

H2

1+

1+

2H2O + 2K

. أكسدة . صفر

العامل المؤكسد هو H2O العامل المختزل هو K

.......)

2Pb

+

. CO2

(...........) (

(........)

العامل المؤكسد هو

→ 2H2O

+ I2

(......

2PbO

العامل المختزل هو .

21

+

H2O2 + 2H

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٢ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية

إعداد/ أ. إبراهيم :

عمر

. (الدخيري)

العامل المؤكسد هو

العامل المختزل هو . تمرین

في كل من التفاعلات التالية حدد العامل المؤكسد والعامل المختزل

→ 2PbSO4 + 2H2O

(1)

العامل المؤكسد هو

FeCl2 + SnCl4

(۲)

العامل المؤكسد هو

→ 2H2O + 3S

(۳)

Pb + PbO + 2H2SO4

العامل المختزل هو

FeCl3 + SnCl2

العامل المختزل هو .

SO2 + H2S

العامل المؤكسد هو

التمييز بين

الأكسدة: التكافؤ وعدد

العامل المختزل هو

تعريف التكافؤ هو عدد الالكترونات التي تفقدها أو تكتسبها أو تشارك بها ذرة العنصر ذرة عنصر آخر لتصل لحالة الثبات

الكيميائي لأقرب غاز نبيل.

بین

يلي:

من التعريف يمكن التمييز التكافؤ وعدد الأكسدة كما 

١. تكافؤ العنصر الواحد ثابت وعدد الأكسدة يمكن أن يتغير بتغير نوع الذرات المرتبطة به أمثلة عدد تأكسد الكربون في المركب CHCl = صفر وتكافؤه = وفي المركب CHCl عدد أكسدة الكربون +٢ وتكافؤه ٤

٢. التكافؤ لا يحمل إشارة وعدد الأكسدة يحمل إشارة سالبة أو موجبة.

. التكافؤ دائماً عدد صحيح وعدد الأكسدة قد يكون كسر عشري مثل عدد أكسدة الكبريت في المركب Na2S4O فهو يساوي ٢,٥

إنتاج الطاقة الكهربية من تفاعلات الأكسدة والاختزال

القطب: هو قضيب من فلز مغمور في محلول أحد مركباته. مثلاً الفلز (M) يكون مغموراً في محلول يحتوي على أيوناته (M)

خلية النصف : هي المنظومة المتكونة من | القطب ومحلول أحد مركبات الفلز والذي يكون مادة هذا القطب.

عندما يغمر الفلز M في أحد محاليل مركباته تكون هنالك ثلاثة احتمالات:

(i) أن تصطدم أيونات الفلز في المحلول بالقطب دون أن يحدث لها تأثير.

(ii) أن تصطدم أيونات الفلز في المحلول بالقطب وتكتسب الكترونات لتتحول إلى ذرة فلز:

M+ + ne = M

أي تحدث عملية اختزال لأيون الفلز عند القطب وتتكون شحنة موجبة على القطب ، هذا التفاعل يصل لمرحلة الاتزان في فترة قصيرة جداً ويتوقف.

(iii) أن تفقد ذرة من القطب الكترونات وتدخل المحلول كأيون.

M = M11+ + ne

أي يتأكسد الفلز وتتكون شحنة سالبة على القطب. 

هذا التفاعل يصل لمرحلة الاتزان في فترة قصيرة جداً ويتوقف. الخلية الكهروكيميائية: هي منظومة يتم من خلالها الحصول على تيار كهربي من تفاعلات الأكسدة والاختزال . مثال: الخلية الجلفانية أو الفولتية (خلية دانيال): الخلية الكهروكيميائية المكونة من خليتي النصف ، يفصل بين محلوليهما غشاء نفاذ أو يربط بين محلوليهما . جسر من محلول مركز لأحد الالكتروليتات القوية.

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٣ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية

إعداد/ أ. إبراهيم :

عمر

(الدخيري)




التفاعلات:

القطب السالب تفقد ذرات الخارصين الكترونات فيشحن بشحنة كهربية سالبة.

→ Zn2+ + 2e

Zn (أكسدة)

تدخل أيونات الخارصين إلى المحلول فيزداد تركيزها في المحلول فتجذب إليها الأيونات السالبة من محلول الجسر. القطب الموجب: يتأين محلول كبريتات النحاس إلى أيونات النحاس الموجبة Cu وأيونات الكبريتات السالبة -SO2 ، تندفع أيونات النحاس إلى لوح النحاس وتتراكم حوله نتيجة لقوة التنافر بينها وبين الأيونات الموجبة لمحلول الجسر فيشحن قطب النحاس بشحنة موجبة. ينشأ فرق جهد بين القطبين يسمى بالقوة الدافعة الكهربية.

القوة الدافعة الكهربية = جهد القطب الموجب - جهد القطب السالب

ونتيجة لذلك عند اكتمال الدائرة الخارجية يسري تيار الالكترونات من قطب الخارصين تلتقطها أيونات النحاس فتتعادل وتترسب على القطب .

تعريفات مهمة

هي

Cu

المعادلة الكلية للخلية: Cu +

بين

Zn2

+ 2e 2+

Cu (اختزال)

Zn + Cu2+

القطب الموجب والقطب السالب في الخلية.

القوة الدافعة الكهربية فرق الجهد الذي ينشأ . جهد القطب: هو فرق الجهد الذي ينشأ بين القطب ومحلوله.

قطب النحاس الموجب

اصطلح العلماء على أن يكون جهد القطب سالباً إذا كان الفلز سهل التأكسد مثل : الخارصين وعناصر مجموعة الاقلاء والمغنيزيوم والحديد. وأن يكون جهد القطب موجباً إذا كان الفلز صعب التأكسد مثل : النحاس والفضة والبلاتين و الذهب. المصعد في الخلية الكهربية : هو القطب السالب في الخلية والذي تتم عند سطحه أكسدة الذرات. المهبط في الخلية الكهربية: هو القطب الموجب في الخلية والذي تتم عند سطحه عمليه اختزال الأيونات الموجبة قياس جهود الأقطاب القياسية للعناصر : لكل عنصر جهده الخاص به ويميزه عن بقية العناصر ، ولتعيين جهد القطب القياسي لعنصر ما يجب أن يغمر في محلوله الذي يكون تركيزه ١م عند درجة حرارة ٢٥م وضغط جوي واحد ومن ثم تتم مقارنته بطقب الهيدروجين القياسي. تعریف جهد القطب القياسي

هو فرق الجهد المتولد بين الفلز ومحلول يحتوي على أيوناته بتركيز ١م عند درجة حرارة ٢٥م وضغط واحد جوي ،

مقارنة بقطب الهيدروجين القياسي. قطب الهيدروجين القياسي

هو عبارة عن قطعة من البلاتين مغمورة في محلول حمض الهيدروكلوريك بدرجة تركيز مول /دسم محاطاً سطحها بغاز الهيدروجين تحت ضغط غاز يساوي واحد ضغط جوي عند درجة حرارة ٢٥م. ولقد اصطلح أن يكون جهد قطب غاز الهيدروجين تحت هذه الظروف يساوي ، ويسمى بجهد قطب الهيا دروجين القياسي.

صفر

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات

18/8

منك بلاتين ٢١

H2(g.I bar)

صفيحة بلاتين

Pt(s)

Haq, a = 1)

فقاعات غاز هيدروجين

النبوية زجاجية تحتوي على غار هيدروجين

H2(g)

قطب الهيدروجين القياسي

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

إعداد/ أ. إبراهيم .

عمر . (الدخيري)

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية . أهمية قطب الهيدروجين القياسي: يستخدم في المقارنة كمرجع يقاس عليه جهود أقطاب العناصر الأخرى في الظروف القياسية. يمكن أن يعمل كمهبط ( يستقبل الالكترونات) ويكون التفاعل عنده .

. H,T

2H + 2e

* ويمكن أن يعمل كمصعد يرسل الالكترونات) ويكون التفاعل عنده

→2H+ 2e

H2

أمثلة لقياس جهود أقطاب بعض العناصر : (۱) تعيين الجهد القياسي للخارصين توصل نصف خلية الخارصين بنصف الهيدروجين تحت الظروف القياسية كالآتي:

خلية

عند إغلاق الدائرة الكهربية يسجل الفولتميتر

فرق الجهد بين القطبين والذي يساوي ٧٦,. فولت وتتم التفاعلات كالآتي:

كالآتي:

كالآتي:

اتجاه حركة الالكترونات.

-٠٧٦ فولت

تفاعل الأكسدة

Zn

Zn + Zn + Ze

تركيز " ١٠٨ مول / دسم"

١ / عند قطب الخارصين تتم عملية الأكسدة: 2 + قطب الخارصين إلى قطب الهيدروجين.

2+

Zn

V

PL

صفر فولت

المعادلة الكاملة : + Zn + 2H + Zn

. عند اضغط جوي

تفاعل الاختزال

2H+2e H2

تركيز - مول / دسم

Zn وتسري الالكترونات من

عند قطب الهيدروجين تختزل أيونات الهيدروجين إلى غاز الهيدروجين. H2 → القوة الدافعة الكهربية للخلية = جهد قطب الهيدروجين - جهد قطب الخارصين = . - جهد قطب الخارصين جهد قطب الخارصين = -٠,٧٦ فولت.

.,17-

(۲) قياس جهد القطب القياسي للنحاس: توصل الخلية كالآتي:

عند وضع نصف خلية النحاس مكان نصف خلية الخارصين يتم التفاعل كالآتي:

١ تتم عملية الاكسدة عند قطب

الهيدروجين

2H* + 2 e

H2

اتجاه حركة الالكترونات

٣٠. هولت +

العامل الاختزال

V

صفر فولت

امبونات

70

Cu" + 2e-Cu

تركيز "Cu ۱۰ مول / دسم"

المعادلة الكاملة.

2H 2 e

-- عند ضغط جوي

الفاعل الأكيدة

Cu" H, Cu + 2H

H - 2 + 2e

تركيز ۱۰۰ مول /دسم

تسري الالكترونات من قطب الهيدروجين إلى قطب النحاس

٢ تتم عملية الاختزال عند قطب النحاس Cu → للخلية والتي تساوي + ٣٤. فولت .

ق. د. ك. = جهد قطب النحاس - جهد قطب الهيدروجين

2+

Cu + 2 e ويسجل الفولتميتر ق . د. ك.




جهد قطب

جهد قطب النحاس = + 2 |

قولت

السلسلة الكهروكيميائية : هى جدول رتبت فيه العناصر على حسب جهود اختزالها القياسية ترتيباً تصاعدياً من أعلى إلى أسفل يتوسطها الهيدروجين وجهده القياسي يساوي صفراً.

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٥ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

الرقم

العنصر

الأيون

جهد القطب القياسي بالفولت (V)

.1

الليثيوم

البوتاسيوم

الباريوم

.2

.0

الكالسيوم

الصوديوم

الماغنيسيوم

الالمونيوم

A

المنجنيز

الخارصين

۱۰.

.۱۱

.۱۲

۱۳

.١٤

الكروم

الحديد

الكوبالت

النيكل

القصدير

الرصاص

.١٦

.۱۷

۱۸

.۱۹

.۲۰

۲۱

۲۲

۲۳

.٢٤

٢٥

الهيدروجين

البزموث

النحاس

الزئبق

البلاتين

الذهب

اليود

البروم

الكلور

الفلور

Li

K

Ba

٢,٧٦-

Ca

۲,۷۱-

Na

٢,٣٨-

Mg

١,٧٦-

Ar

1,.0-

Mn

٠,٦٧-

Zn

٠,٥٦-

Cr

٠,٤٤-

Fe

٠,٢٨-

Co

٠٢٣-

Ni

٠,١٤-

Sn

۰.۱۲-

Pb

H

ᏴᎥ

.,E+

Cu

۰,۷۹+

Hg

۰,۸۲+

Pt

1,EY+

Au

1,08+

I

1.7+

Br

١,٣٦+

Cl

٢,٨٥+

F

٣,٠٥-

٢,٩٢-

صفر

اتجاه السهم يقل النشاط الكيميائي للفلز ويزداد جهد القطب

نشاط الأيون الموجب ويقل نشاط الأيون السالب.

بعض الحقائق عن السلسلة الكهروكيميائية:

القيا ويزداد نشاط اللافلز وجهد قطبه القياده

ویزداد

۱/ العناصر التي في أعلى السلسلة سهلة الأكسدة ولذا تتصف بنشاطها الكيميائي وتعمل كعوامل مختزلة قوية ، بينما يتناقص هذا النشاط كلما اتجهنا أسفل السلسلة.

٢ أيونات العناصر في آخر السلسلة سهلة الاختزال ولذا تتصف بنشاطها الكيميائي وتعمل كعوامل مؤكسدة وقوية ، بينما يتناقص هذا النشاط كلما اتجهنا أعلى السلسلة.

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٦ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

إعداد/ أ. إبراهيم عمر ) . (الدخيري)

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية كلما كان البعد بين أي عنصرين في الجدول كبيراً ازداد ثبات المركب الذي يتكون نتيجة تفاعلهما مع بعضهما. ٤ / التفاعل مع الماء: تنقسم الفلزات من حيث تفاعلها مع الماء حسب نشاطها إلى الآتي: (أ) فلزات تتفاعل بعنف مع الماء مثل الصوديوم : 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Δ

(ب) فلزات تتفاعل مع بخار الماء مع التسخين . مثل الماغنيسيوم Mg + H2O → Mg + H2O (ج) فلزات لا تتفاعل مع الماء ولا مع بخاره مثل : النحاس والفضة والذهب.

* الفلزات التي تتفاعل مع الماء والتي تتفاعل مع بخاره توجد أعلى السلسلة وهي أكثر نشاطاً أما الفلزات التي لا تتفاعل مع الماء ولا

مع بخاره فتوجد أسفل السلسلة وهي أقل نشاطاً.

ه/ تزيح الفلزات التي تقع فوق الهيدروجين في السلسلة غاز الهيدروجين من الأحماض التي تحتويه.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2




٦ يمكن للفلزات التي تقع في أعلى السلسلة أن تزيح الفلزات التي تليها في الترتيب من مركباتها ولا يحدث العكس مثلاً: إذا غمرنا سلكاً من النحاس في كأس به محلول نترات الفضة (AgNO3) المائي ، بعد مضي بعض الوقت يلاحظ أن الفضة بدأت تترسب على سلك النحاس مكونة ما يشبه الشجرة تماماً وأن النحاس بدأ يذوب في المحلول وبدأ لون المحلول يتغير إلى الأزرق ، يمكن تمثيل

ذلك بمعادلة كالآتي:

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Cu + 2Ag* → Cu2+ + 2Ag↓

ويفسر ذلك بأن النحاس أسهل أكسدة من الفضة ، بينما أيون الفضة اختزاله أسهل من إختزال أيون النحاس لذلك يحل النحاس محل أيون الفضة ، أما إذا غمرنا سلك من الفضة في كاس به محلول نترات النحاس فإنه لا يحدث تفاعل لأن أيون النحاس أكثر صعوبة في تقبله الكترونات من الفضة ، لذلك لا تستطيع الفضة إزاحت النحاس من مركبه.

في اللافلزات عكس الفلزات حيث أن الأسفل يزيح الأعلى منه في السلسلة ، كما في حالة الهالوجينات مثال: 2Nal + Brz

2NaBr + 12

يمكن تأليف خلايا كهروكيميائية من كل عنصرين يكون فرق الجهد بينهما مناسباً بحيث يصبح العنصر ذو الجهد الأقل قطباً سالباً والعنصر ذو الجهد الأكبر قطباً موجباً للخلية.

ترميز الخلية ترمز الخلية بالقطب وأيونه هكذا (الأيون / القطب)

مثال :(۱): أحسب جهد الخلية القياسي للخلية الجلفانية المكونة من خليتي نصف الخارصين

(-٧٦, . فولت) والنحاس . فولت).

الجهد القياسي = -٧٦,. فولت

الجهد القياسي = +٠,٣٤ فولت

Zn→ Zn + 2e

Cu + 2e → Cu

(أكسدة)

(اختزال) الحل

مثال (۲): أحسب الجهد القياسي للنيكل باستخدام الخلية Ni / Ni // Cu / Cut) علماً بأن : الجهد القياسي للنحاس = +٣٤ . فولت وقراءة الفولتمتر = + ٥٩,. فولت. 

الحل

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٧ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري) أنواع الخلايا الكهربية

الخلايا الأولية فيها يتم إنتاج الطاقة الكهربية مباشرة من التغيير الكيميائي الخلايا الأولية لا يمكن شحنها مرة أخرى لذا يجب استبدال المواد الكونة لها بعد استهلاك ما بها من الطاقة الكهربية ، ومنها ما يلي: (۱) خلية فولتا البسيطة:

تتكون من قطب خارصين وقطب نحاس وحامض الكبريتيك المخفف.

التفاعلات:

2+

(أ) عند القطب السالب تتأكسد كل ذرة من ذرات قطب الخارصين Zn + Zn + 2e ، تضاف الالكترونات الى قطب الخارصين فيشحن بشحنة سالبة. (ب) عند القطب الموجب : يتأين حمض الكبريتيك المخفف كالآتي H2SO → 2 + SO ، وبزيادة أيونات الخارصين في المحلول تنشأ

سلك معدني

حركة الإلكترونات

صفيحة خارصين

كأس زجاجي

SO 3- H

+

Zn2+

صفيحة نحاسية

وفقاعات هيدروجين

قوة تنافر بينها وبين أيونات الهيدروجين الموجبة ، فتتجه أيونات حمض الكبريتيك المخفف الهيدروجين إلى لوح النحاس فتتراكم حوله فيصبح لوح النحاس موجب

الشحنة.

يتولد فرق جهد بين القطبين عندما تكون الدائرة الكهربية مفتوحة يسمى بالقوة الدافعة الكهربية للخلية ويقاس بالفولت. عند اغلاق الدائرة الكهربية ونتيجة لوجود فرق الجهد بين القطبين تسري الالكترونات من قطب الخارصين إلى قطب النحاس الموجب حيث يتم اختزال أيونات الهيدروجين ويتصاعد غاز الهيدروجين . H 2 + 2

يستمر ضخ الالكترونات في الدائرة الخارجية بتأين مزيداً من الخارصين وتستمر حركة الايونات داخل المحلول بتأين مزيد من

الحمض. عيوب خلية فولتا البسيطة

(۱) الاستقطاب: هو ظاهرة وجود قوة دافعة معاكسة تقلل من القوة الدافعة للخلية بسبب تجمع غاز الهيدروجين حول قطب النحاس الموجب.

علاجه: ۱/ مسح لوح النحاس (طريقة ميكانيكية) وهي طريقة غير عملية.

۲ / استخدام عامل مؤكسد قوي مثل MnO2 الذي يؤكسد الهيدروجين. (طريقة كيميائية )

2MnO2 + H2 → Mn2O3 + H2O

(۲) التفاعل الموضعي : هو تكون دوائر كهربية صغيرة مغلقة داخل قطب الخارصين التجاري الذي يحتوي على شوائب (مثل النحاس والكربون مما يؤدي إلى إضعاف سريان الالكترونات في الدائرة الخارجية. علاجه: ۱/ حفظ لوح الخارصين خارج السائل بعد غسله بالماء.

٢ ملغمة الخارصين.

(۲) خلية لكلانشيه السائلة التفاعلات:

(۱) عند القطب السالب (المصعد) يتأكسد الخارصين 2e + وتتجه الالكترونات عبر الموصل إلى قطب الكربون.

Zn Zn

قطب كربون

قطب

خارصين

وعاه مسامي

الأمونيوم

(۲) في القطب الموجب يتأين كلوريد الأمونيوم NHCI → H + CI | محلول کلورید تتنافر أيونات الأمونيوم مع أيونات الخارصين وتتجه أيونات الأمونيوم إلى قطب

ثاني أكسيد المنغنيز ومسحوق الكربون




الهيدروجين إلى لوح النحاس فتتراكم حوله فيصبح لوح النحاس موجب

الشحنة.

يتولد فرق جهد بين القطبين عندما تكون الدائرة الكهربية مفتوحة يسمى بالقوة الدافعة الكهربية للخلية ويقاس بالفولت. عند اغلاق الدائرة الكهربية ونتيجة لوجود فرق الجهد بين القطبين تسري الالكترونات من قطب الخارصين إلى قطب النحاس الموجب حيث يتم اختزال أيونات الهيدروجين ويتصاعد غاز الهيدروجين . H 2 + 2

يستمر ضخ الالكترونات في الدائرة الخارجية بتأين مزيداً من الخارصين وتستمر حركة الايونات داخل المحلول بتأين مزيد من

الحمض.

عيوب خلية فولتا البسيطة:

(۱) الاستقطاب: هو ظاهرة وجود قوة دافعة معاكسة تقلل من القوة الدافعة للخلية بسبب تجمع غاز الهيدروجين حول قطب النحاس الموجب.

علاجه: ۱/ مسح لوح النحاس (طريقة ميكانيكية) وهي طريقة غير عملية.

۲ / استخدام عامل مؤكسد قوي مثل MnO2 الذي يؤكسد الهيدروجين. (طريقة كيميائية )

2MnO2 + H2 → Mn2O3 + H2O

(۲) التفاعل الموضعي : هو تكون دوائر كهربية صغيرة مغلقة داخل قطب الخارصين التجاري الذي يحتوي على شوائب (مثل النحاس والكربون مما يؤدي إلى إضعاف سريان الالكترونات في الدائرة الخارجية. علاجه: ۱/ حفظ لوح الخارصين خارج السائل بعد غسله بالماء.

٢ ملغمة الخارصين.

(۲) خلية لكلانشيه السائلة التفاعلات:

(۱) عند القطب السالب (المصعد) يتأكسد الخارصين 2e + وتتجه الالكترونات عبر الموصل إلى قطب الكربون.

Zn Zn

قطب كربون

قطب خارصين

وعاه مسامي

الأمونيوم

(۲) في القطب الموجب يتأين كلوريد الأمونيوم NHCI → NH + CI محلول كلوريد تتنافر أيونات الأمونيوم مع أيونات الخارصين وتتجه أيونات الأمونيوم إلى قطب الكربون فتلتقط الالكترونات ويتصاعد غاز النشادر والهيدروجين

+ 2e→ 2NH3 + H2

ثاني أكسيد المنغنيز ومسحوق الكربون

2NH يتفاعل الهيدروجين المتصاعد مع ثاني أوكسيد المنجنيز + 2MnO2 + H2 → MnO

HO ، تتحد أيونات الكلوريد مع أيونات الخارصين مكونة كلوريد الخارصين الذي يمتص النشادر

2+

Zn2++ 2CI → ZnCl2

المعادلة العامة للخلية Zn + 2NHCl + 2MnO → ZnCl2 + 2NH, + Mn2O3 + H2O

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات

14/A

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

(۳) خلية لكلانشية الجافة

تتألف من علبة أسطوانية من الخارصين كقطب أنبوبة غير موصلة

سالب وتشتمل على محتويات الخلية ، وقطب

كربون مثبت رأسياً في منتصفها يحيط به خليط من ثاني أكسيد المنجنيز والكربون المسحوق عجينة من كلوريد الأمونيوم + وتستعمل بدلاً من محلول كلوريد الأمونيوم عجينة كلوريد الخارصين تتركب من كلوريد الأمونيوم ومقدار مناسب من القطب السالب هو فلز الخارصين كلوريد الخارصين وجميع التفاعلات الكيميائية في

خلية لكلانشيه الجافة هي نفس تفاعلات الخلية السائلة. القوة الدافعة الكهربية للخلية تساوي ١,٥ فولت.

الخلايا الثانوية هي الخلايا التي يمكن إعادة شحنها بعد استهلاك طاقتها عن طريق تيار كهربائي مباشر خارجي يعمل على عكس تفاعلات الأكسدة و الاختزال في الخلية وإعادة المواد الكيميائية فيها. المركم الرصاصي: يتكون من ألواح الرصاص (قطب سالب والواح ثاني اوكسيد الرصاص (قطب موجب) ، حوض من البلاستيك ، مادة عازلة بين الاقطاب السالبة والموجبة ، حمض الكبريتيك بتركيز معين ١,٢٥جم / دسم طريقة العمل أثناء التفريغ يتأكسد الرصاص إلى كبريتات الرصاص عند القطب السالب منتجاً الكترونات ويلتقطها ثاني أوكسيد الرصاص عند القطب الموجب متحولاً إلى كبريتات الرصاص كالآتي:

المحمد

Pb

PbO:

عمود من الكربون (الجرافيت)

محاط بالكربون الأسود + ثاني

أكسيد المنجنيز

Pb + SO, → PbSO + 2e / PbO2 + SO + 4H + 2e→ PbSO + 2H2O

المهبط

+

H2SO4

فراغات بينية

نتيجة للتفاعل أعلاه يستهلك حامض الكبريتيك باستمرار وتزداد كمية الماء الناتجة لذلك يتحول كل الرصاص الاسفنجي وثاني أكسيد الرصاص إلى كبريتات الرصاص يصل فرق الجهد بين القطبين إلى أدنى قيمة له وعند الوصول إلى حالة الاتزان تماماً تكون الخلية قد فرغت شحنتها الكهربية بصورة إجمالية.

شحن المركم الرصاصي:

الشروط التي يجب توفرها عند شحن المركم

١. يستعمل مصدر إمداد خارجي لتيار مباشر. ٢. يكون فرق الجهد للتيار أعلى من جهد المركم. ٣. لا تقل كمية الكهرباء الداخلة عن كمية الكهرباء اللازمة لتكوين وزن مكافئ من الرصاص ووزن مكافئ من ثاني أوكسيد الرصاص. يوصل القطب الموجب للمصدر بقطب ثاني أوكسيد الرصاص والقطب السالب بقطب الرصاص في عملية الشحن تعكس التفاعلات الكيميائية إذ تحدث عملية التأكسد عند القطب الموجب والاختزال عند القطب السالب كما في الآتي: الاختزال حول القطب السالب : PbSO4 + 2H + 2e - + H2SO4

الأكسدة عند القطب الموجب + + PbSO + SO + 2H2O → PbO2 + 2H2SO4 إذا ترك التيار أثناء عملية الشحن مدة أطول من اللازم لإتمام التفاعلات الكيميائية ، يتحلل الماء ويظهر غاز الهيدروجين عند القطب السالب في شكل فقاقيع مما يدل على اتمام عملية الشحن. المعادلة الشاملة 2PbSO + 2H2O مزايا المركم الرصاصي:

تفريغ شحن

PbO2 + Pb + H2SO4

١ / إمكانية تغير اتجاه التفاعلات الكيميائية فيه اثناء الشحن واثناء التفريغ.




الكربون فتلتقط الالكترونات ويتصاعد غاز النشادر والهيدروجين

+ 2e → 2NH3 + H2

2NH يتفاعل الهيدروجين المتصاعد مع ثاني أوكسيد المنجنيز + 2MnO2 + H2 → Mn2O3

HO ، تتحد أيونات الكلوريد مع أيونات الخارصين مكونة كلوريد الخارصين الذي يمتص النشادر

2+ 2CÍ → ZnCl2

Zn +

المعادلة العامة للخلية Zn + 2NHCl + 2MnO2 → ZnCl2 + 2NH + Mn2O3 + H2O

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٨ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

(۳) خلية لكلانشية الجافة

تتألف من علبة أسطوانية من الخارصين كقطب أنبوبة غير موصلة

سالب وتشتمل على محتويات الخلية ، وقطب

كربون مثبت رأسياً في منتصفها يحيط به خليط من ثاني أكسيد المنجنيز والكربون المسحوق عجينة من كلوريد الأمونيوم + وتستعمل بدلاً من محلول كلوريد الأمونيوم عجينة كلوريد الخارصين تتركب من كلوريد الأمونيوم ومقدار مناسب من القطب السالب هو فلز الخارصين. كلوريد الخارصين وجميع التفاعلات الكيميائية في خلية لكلانشيه الجافة هي نفس تفاعلات الخلية السائلة القوة الدافعة الكهربية للخلية تساوي ١,٥ فولت

الخلايا الثانوية

هي

الخلايا التي يمكن إعادة شحنها بعد استهلاك طاقتها عن طريق تيار كهربائي مباشر خارجي يعمل على عكس تفاعلات الأكسدة و الاختزال في الخلية وإعادة المواد الكيميائية فيها. المركم الرصاصي: يتكون من ألواح الرصاص (قطب سالب والواح ثاني اوكسيد الرصاص (قطب موجب) ، حوض من البلاستيك ، مادة عازلة بين الاقطاب السالبة والموجبة . حمض الكبريتيك بتركيز معين ١,٢٥ جم /دسم طريقة العمل أثناء التفريغ يتأكسد الرصاص إلى كبريتات الرصاص عند القطب السالب منتجاً الكترونات ويلتقطها ثاني أوكسيد الرصاص عند القطب الموجب متحولاً إلى كبريتات الرصاص كالآتي:

المصعد

PbO:

2-

عمود من الكربون (الجرافيت) محاط بالكربون الأسود + ثاني أكسيد المنجنيز

Pb

المهبط

Pb + SO → PbSO4 + 2e / PbO2 + SO 2 + 4H + 2e → PbSO4 + 2H2O

+

H2SO4

فراغات بينية

نتيجة للتفاعل أعلاه يستهلك حامض الكبريتيك باستمرار وتزداد كمية الماء الناتجة لذلك يتحول كل الرصاص الاسفنجي وثاني أكسيد الرصاص إلى كبريتات الرصاص يصل فرق الجهد بين القطبين إلى أدنى قيمة له وعند الوصول إلى حالة الاتزان تماماً تكون الخلية قد فرغت شحنتها الكهربية بصورة إجمالية.

شحن المركم الرصاصي:

الشروط التي يجب توفرها عند شحن المركم

١. يستعمل مصدر إمداد خارجي لتيار مباشر ٢ . يكون فرق الجهد للتيار أعلى من جهد المركم. ٣. لا تقل كمية الكهرباء الداخلة عن كمية الكهرباء اللازمة لتكوين وزن مكافئ من الرصاص ووزن مكافئ من ثاني أوكسيد الرصاص. يوصل القطب الموجب للمصدر بقطب ثاني أوكسيد الرصاص والقطب السالب بقطب الرصاص في عملية الشحن تعكس التفاعلات الكيميائية إذ تحدث عملية التأكسد عند القطب الموجب والاختزال . عند القطب السالب كما في الآتي: الاختزال حول القطب

السالب : PbSO + 2H + 2e - + H2SO4

2-

الأكسدة عند القطب الموجب 2 + PbSO4 + SO + 2H2O → PbO2 + 2H2SO4 إذا ترك التيار أثناء عملية الشحن مدة أطول من اللازم لإتمام التفاعلات الكيميائية ، يتحلل الماء ويظهر غاز الهيدروجين عند القطب السالب في شكل فقاقيع مما يدل على اتمام عملية الشحن. المعادلة الشاملة 2PbSO4 + 2H2O مزايا المركم الرصاصي

تفريغ شحن

PbO2 + Pb + H2SO4

←

١ / إمكانية تغير اتجاه التفاعلات الكيميائية فيه اثناء الشحن واثناء التفريغ.

٢/ المقدرة على إنتاج تيارات كبيرة في وقت وجيز جعلت منه أهمية قصوى في إدارة محركات السيارات وغيرها. ومن عيوبه كبر

الوزن.

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/٩ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

التحليل الكهربي

تصنيف السوائل من حيث مقدرتها على التوصيل الكهربي ١/ سوائل توصل التيار الكهربي من غير أن يحدث فيها تغير كيميائي مثل الزئبق ومصهورات الفلزات الأخرى.

۲ سوائل لا توصل التيار الكهري وتسمى اللا الكتروليتات مثل الزيت ، والايثر.

سوائل توصل التيار الكهربي ويحدث فيها تغير كيميائي وتسمى الالكتروليات. تنقسم الالكتروليتات الى قسمين هما:

(1) الکترولیتات قوية: أي أن درجة تأينها عاليه في محاليلها أو مصهوراتها ، مثل محاليل ومصهورات الأحماض المعدنية والأملاح والقلويات ومن أمثلتها CaCl , CuSO, NaCl, NaOH, HCl

(ب) الکترولیتات ضعيفة: أي أن درجة تأينها منخفضة ومن أمثلتها الماء المقطر ، والأحماض والأملاح العضوية ومن أمثلتها :

CH3COOH, Na,C204, NH OH, H2CO3

التحليل الكهربي:

هو تحليل المادة الالكتروليتية تحليلاً كيميائياً في محلولها أو مصهورها عند مرور التيار الكهربائي المباشر فيها. الخلية التحليلية (خلية التحليل الكهربي ) : هي الجهاز الذي تتم فيه عملية التحليل الكهربي ويختلف شكله باختلاف المادة

الالكتروليتية التي يراد تحليلها. يحتوي على الساريتان : وهما اللوحان أو السلكان أو القطبان اللذان يوصلان التيار الكهربائي. (أ) المهبط : هو السارية المتصلة بالقطب السالب لمصدر التيار المباشر وتتم عنده عملية الاختزال. (ب) المصعد : هو السارية المتصلة بالقطب الموجب لمصدر التيار المباشر وتتم عنده عملية الأكسدة. النظرية الأيونية: (نظرية ارهينيوس ۱۸۸۰م) تتلخص نظرية ارهينيوس الأيونية في النقاط التالية:

١. تتفكك المواد الالكتروليتية في مصهورها أو محاليلها إلى أيونات سالبة وموجبه مثل : HCI → H + CI

2+

2+

2-

. عدد الشحنات التي يحملها الأيون تساوي تكافؤه مثلاً Na أحادي التكافؤ و Ca ثنائي التكافؤ. ٣. المجموع الجبري للشحنات الموجبة والسالبة لجزئ المادة الالكتروليتية يساوي صفراً مثل Cu و SO في CuSO4 ٤. الالكتروليتات القوية تعزى قوة توصيلها للتيار الكهربائي المباشر لدرجة تأينها العالية في محاليلها المائية أو مصهوراتها . مثال نجد أن جميع الجزيئات الملح كلوريد الصوديوم تتحول إلى أيونات سالبة وموجبة في محلوله المائي أو مصهوره. ه. يعزى ضعف التوصيل في الالكتروليتات الضعيفة لدرجة تأينها المنخفضة . مثال حمض الخليك نجد في ١٠٠٠ جزئ تتفكك منها ثلاث جزيئات فقط. ٦. اللا الكتروليتات لا تتأين مثل البنزين – الكحول.

. عند امرار التيار الكهربائي المباشر في المحلول المائي أو المصهور للالكتروليتات تتجه الأيونات الموجبة نحو القطب السالب والأيونات السالبة نحو القطب الموجب. الأولوية في تفريغ الشحنات الكهربية: يعتمد تفريغ الشحنات المتشابهة ان وجدت في نفس الالكتروليت أو خليط من الالكتروليتات على معيارين : ١ / وضع الأيون في السلسلة الكهروكيميائية ويكون تفريغه كما يلي: أ. الأيون السالب يفرغ الأيون السالب شحنه قبل الذي يليه في الترتيب. ب. الأيون الموجب يفرغ الأيون الموجب شحنته قبل الذي يسبقه في الترتيب. تتجه نحو المصعد

2-

OH, I, Br, CÍ, NO3, SO”

يقل النشاط

تتجه نحو المهبط

2+

2+

, Zn, Fe, Pb, H, Cu, Ag

K, Na, Ca2+, Mg2

2+

يزداد النشاط

٢/ التركيز : يفرغ الأيون السالب الأعلى تركيزاً قبل الأيون الأقل تركيزاً غير متأثر بوضعه في السلسلة الكهروكيميائية. مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/١٠ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري)

أمثلة لتفسير ظاهرة التحليل الكهربي والنظرية الأيونية: (۱) تحليل حامض الهيدروكلوريك المركز

الأيونات في المحلول HCI H + CI وفقط النظرية الأيونية تتجه الأيونات كما يلي:

و

H2O→ H* + OH

المهبط: يتجه أيون الهيدروجين H نحو المهبط ويفرغ شحنته فيتم اختزاله مكوناً غاز

الهيدروجين. H 2 + 2 المصعد : تتجه أيونات CI OH نحو المصعد ، تركيز CT أعلى لذا يفرغ شحنته قبل OH وتتم أكسدته مكوناً غاز الكلور. 2 + Cl → 21 النتيجة: يتكون حجم واحد من الكلور Cl وحجم واحد من الهيدروجين H2 وهذا يدل على أن جزئ حمض الهيدروكلوريك يتكون من ذرة كلور وذرة هيدروجين. (۲) تحليل حمض الكبريتيك المخفف: (الماء المحمض )

2-

محلول كلوريد الكالسيوم

شرکز

الأيونات في المحلول : HSO 2H + SO / HO ? H + OH عند إمرار التيار الكهربي في المحلول تنتج التفاعلات

الآتية:

2-

عند المهبط : تتجه أيونات الهيدروجين الموجبة فتختزل ويتصاعد غاز الهيدروجين 22 4H + 4e عند المصعد : تتجه إليه أيونات SOOH. تتأكسد مجموعة OH لأن تأكسدها أسهل من تأكسد مجموعة SO4 فتتعادل ويتصاعد غاز الأوكسجين 4 + 40H → 2H2O + O2 ملحوظة:

تعادل أيون الهيدروكسيد يؤدي إلى خلل في الاتزان الأيوني للماء مما يتسبب في تأين المزيد من جزيات الماء. أما أيونات الهيدروجين الموجبة H تلتقطها أيونات الكبريتات SO الواردة للمصعد فيتكون حامض الكبريتيك عند المصعد . لذا فإن تركيز

الحمض يزداد عند المصعد وينخفض عند المهبط .

النتيجة:

١. يتحلل الماء وليس H2SO4 فيزداد تركيز الحمض في المحلول.

٢. يتكون حجمان من الهيدروجين وحجم من الأوكسجين.

. يوضح التحليل أن جزئ الماء يتكون من ذرة أوكسجين وذرتين من الهيدروجين.

٤. يرتفع تركيز الحمض H2SO4 عند المصعد وينخفض عند المهبط وبذلك يعمل الحمض كعامل مساعد.

تأثير نوع السارية على التحليل الكهربي للمحلول:

هنالك بعض العناصر التي تتميز بالخمول الشديد وتقع اسفل السلسلة الكهوركيميائية لا تدخل في التفاعلات الكيميائية أثناء عملية التحليل الكهربي مثل البلاتين والجرافيت ، وهنالك بعض العناصر يمكن أن تتحلل اثناء عملية التحليل الكهربي مثل النحاس والفضة.

مثال: تحليل كبريتات النحاس بين قطبين من النحاس:

الأيونات في المحلول : CuSO4 → Cu + SO / H2O → H + OH

المهبط: تنجذب للمهبط أيونات Cu, H . أيون "Cu (يقع أسفل السلسلة) أنشط من أيون الهيدروجين "H لذلك له الأولوية في

2+

Cu→ Cu

2+

عملية الاختزال فيختزل إلى Cu يترسب على المهبط. Cu + 2e Cul المصعد تنجذب للمصعد أيونات OH و SO في وجود ذرات النحاس Cu المكونة للمصعد نتيجة للنقص في أيونات Cu في المحلول تكون الأولوية لذوبان نحاس المصعد فيتأكسد Cu معطياً أيونات النحاس 2e + النتيجة: ١- يظل تركيز المحلول ثابتاً -۲- الزيادة في المهبط = النقص في كتلة المصعد. تستخدم هذه الظاهرة في تنقية وطلاء المعادن




فوائد التحليل الكهربي (۱) تنقية الفلزات من الشوائب

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات

18/11

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري) يستخدم التحليل الكهربي لتنقية الفلزات من الشوائب حيث يوضع الفلز غير النقي كمصعد والفلز النقي كمهبط ويكون الالكتروليت محلولاً لأحد أملاح الفلز المراد الحصول عليه. مثال لذلك تنقية النحاس حيث يوضع النحاس الخام كمصعد للخلية والنحاس النقي كمهبط ويكون الالكتروليت محلول كبريتات النحاس.

(۲) الطلاء بالكهرباء تلبيس المعادن)

تستخدم في هذه العملية الفلزات الثمينة كالذهب والفضة والنيكل والبلاتين لتغطية سطوح بعض الفلزات الرخيصة لتكسبها مظهراً لامعاً وجذاباً وأنيقاً بالاضافة إلى ذلك تجعلها صالحة للاستعمال كالأدوات المنزلية وأدوات واكسسوارات الزينة والمواسير المجلفنة ، لأن الفلزات الثمينة لا تتأثر بالرطوبة والهواء وتمنع أيضاً الفلز من التلف بعوامل الطقس أو الصدأ. تتم عملية الطلاء بالخطوات التالية:

١ / يستخدم الفلز المراد الطلاء به كمصعد ٢ يستخدم الفلز المراد طلاؤه كمهبط . يكون الالكتروليت من أملاح الفلز الذي يراد الطلاء به.

٤ تستعمل تيارات ضعيفة ولمدة أطول حتى يتم طلاء الفلز ببطء وليكون طبقة منتظمة السمك. (۳) استخراج بعض العناصر والمركبات

يستخدم التحليل الكهربي في استخراج بعض الفلزات مثل الصوديوم والكالسيوم والخارصين وبعض اللافلزات مثل الكلور والبروم وبعض المركبات المهمة مثل هيدروكسيد الصوديوم.

الاعتبارات الكمية لعملية التحليل الكهربي قانونا فراداي للتحليل الكهربي)

حساب كمية الكهرباء : تحسب كمية الكهرباء بواسطة القانون التالي:

كمية الكهرباء = شدة التيار × الزمن

"

ك = ت ن

حيث أن : ك = كمية الكهرباء بالكولوم ، ت = شدة التيار بالامبير ن = الزمن بالثانية

تعريف الكولوم

هو كمية الكهرباء التي تمر خلال موصل عندما يمر تيار شدته واحد أمبير لمدة زمنية مقدارها واحد ثانية. تقاس كمية الكهرباء بوحدة أخرى تسمى الفراداي واحد فراداي = ٩٦٥٠٠كولوم. الفراداي : هو كمية الكهرباء اللازمة لفصل ترسيب أو تصعيد) المكافيء الجرامي للمادة. العلاقة بين الفراداي والكولوم

كمية الكهرباء بالكولوم

ك

كمية الكهرباء بالفراداي :

٩٦٥٠٠

٩٦٥٠٠

كتل المواد الناتجة في عملية التحليل الكهربي:

المكافئ الكهروكيميائي: هو كتلة المادة الناتجة عند امرار كمية من الكهرباء قدرها واحد كولوم. الكتلة المكافئة الجرامية (الوزن المكافئ الجرامي): هي كتلة المادة الناتجة بامرار كمية من الكهرباء قدرها واحد فراداي.

الكتلة المكافئة الجرامية للعنصر =

المكافئ الكهروكيميائي (هـ) = -

الكتلة الذرية للعنصر (ذ)

، = المكافئ الكهوركيميائي (هـ) × ٩٦٥٠٠ تكافؤ العنصر (ف)

الكتلة المكافئة الجرامية

٩٦٥٠٠

الكتلة الذرية للعنصر (ذ)

تكافؤ العنصر (ف) ×٩٦٥٠٠

ذ ×ك

كتلة المادة الناتجة بالجرام (و) = هـ × ك ، = - ٩٦٥٠٠ xف

كمية الكهرباء بالكولوم (ك) كمية الكهرباء بالفراداي

عدد مولات المادة الناتجة = ٩٦٥٠٠ xف

عدد المولات في حالة المواد الغازية مثل : CO2H2

تكافؤ العنصر (ف)

كمية الكهرباء الفراداي

التكافؤ × ۲

مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/١٢ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية ) إعداد/ أ. إبراهيم عمر (الدخيري) قانون فراداي الأول للتحليل الكهربي:

نص القانون: (إن كتلة المادة الناتجة أثناء التحليل الكهربي تتناسب تناسباً طردياً مع كمية الكهرباء التي تمر في المحلول). من القانون : كتلة المادة الناتجة كمية الكهرباء

كتلة المادة الناتجة = ثابت التناسب كمية الكهرباء. أي أن : و = هـ × ك = هـ × تن

تقاس و بالجم ، هـ بالجم كولوم ، ت بالامبير ، ن بالثانية

مثال :(۱) مرد ٥ أمبير من الكهرباء خلال محلول كبريتات النحاس (۱) CSO لمدة دقيقتين ، أحسب : أ / كمية الكهرباء التي مرت بالكولوم ب / كمية الكهرباء التي مرت بالفراداي.

ج عدد مولات الالكترونات التي مرت د / كتلة الفضة التي يمكن أن تترسب بنفس الكمية من الكهرباء من محلول نترات الفضة

AgNO الكتلة الذرية للفضة = ۱۰۸)

الحل:




مثال (۲) : إذا مر تيار شدته ٥ أمبير في محلول كبريتات النحاس (II) لمدة ٤٥ دقيقة وكان القطبان من النحاس ، أحسب كمية النحاس المترسبة على المهبط كتلة النحاس الذرية (٦٣)

الحل:

مثال :(۳) مر تیار مباشر مقداره ١,٥ أمبير لمدة ٣٠ دقيقة خلال محلول ملح فلز ثلاثي التكافؤ وترسب ١,٠٨ جرام. سب كمية الكهرباء بالكلوم. ب / أحسب الكتلة الذرية للعنصر.

أر

الحل :

مثال (٤) : تم إمرار تيار مباشر مقداره ۲ أمبير لمدة ١٥ دقيقة في محلول مائي لفلز كتلته الذرية ۱۹۳ فترسب ١,٢جم . أحسب

تكافؤ الفلز.

الحل:

القانون الثاني لفراداي: يلخص القانون الثاني لفراداي العلاقة بين كمية الكهرباء والكتلة المكافئة للعناصر وينص على الآتي: (إن كتل المواد المختلفة الناتجة أثناء التحليل الكهربي بنفس كمية الكهرباء تتناسب تناسباً طردياً مع كتلها المكافئة ) مدرسة شرق دارفور الثانوية النموذجية للبنات ١٤/١٣ ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية

يعبر

ملخصات الدخيري في الكيمياء لطلاب الشهادة الثانوية الوحدة الثامنة الكيمياء الكهربية ) رياضياً عن القانون الثاني كالآتي:

إعداد/ أ. إبراهيم عمر )

(الدخيري)

كتلة العنصر (أ) الناتجة بكمية معينة من الكهرباء الكتلة المكافئة للعنصر (أ)

=

كتلة العنصر (ب) الناتجة بنفس كمية الكهرباء الكتلة المكافئة للعنصر (ب)

مثال (۱) بامرار تيار كهربائي مباشر في محلولي كبريتات النحاس ونترات الفضة في خليتين للتحليل الكهربائي موصلتين بالتوالي ترسب عند مهبطيهما ۱۲۸ ، ٠ جم من النحاس و ٠,٤٣٥جم من الفضة فما هي الكتلة المكافئة للفضة ؟ (الكتلة المكافئة للنحاس =

(۳۱,۸

الحل:

مثال (۲) : مر مر تيار لمدة ٣ ساعات في محلولي نترات الفضة وكبريتات النحاس (II) موصلين على التالي

فإذا ترسب ٠,٥٥٥جم من الفضة عند المهبط أحسب

أ/ كمية الكهرباء التي مرت بالكولوم ب / كتلة النحاس الذي ترسب ج / شدة التيار المار في المحلول الكتلة الذرية النسبية للفضة = ١٠٨ وللنحاس = ٦٤) الحل:

6