الخلايا الإلكتروليتية

الكيمياء الكهربائية

الكيمياء الكهربائية هي فرع من فروع الكيمياء يصف ويقيس العلاقة بين الطاقة الكهربائية والتغير الكيميائي. تتضمن التفاعلات الكهروكيميائية حركة الإلكترونات من نوع إلى آخر. إذا كان التفاعل عفويا ، فقد ينتج عنه تيار متولد. إذا لم يكن التفاعل تلقائيا ، فيمكن أن يكون مدفوعا بتطبيق التيار.

في الكيمياء الكهربية ، التفاعل الرئيسي هو تفاعل الأكسدة والاختزال ، والذي يسمى تفاعل الأكسدة والاختزال. يتكون تفاعل الأكسدة والاختزال من تفاعلين أنصفين. الأكسدة ، حيث تفقد مادة تعرف باسم العامل المختزل الإلكترونات ، والاختزال ، حيث تكتسب مادة تعرف باسم العامل المؤكسد الإلكترونات. تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال دائما في أزواج وتغير حالات أكسدة الذرات في الجزيئات المعنية. طريقة سهلة لتذكر هذه العلاقة هي من خلال OIL-RIG الهوائية: Oxidation Is Losing – Reduction Is G aining.

الخلايا الكهروكيميائية

تستخدم الخلية الكهروكيميائية لقياس أو تحفيز التفاعلات الكهروكيميائية. يتكون من عدة مكونات: غرفة تحتوي على محلول التفاعل ، وقطبين موصلين ، ومحلول إلكتروليت موصل ، ودائرة خارجية. هناك نوعان من الخلايا الكهروكيميائية. أحدهما هو الخلية الإلكتروليتية ، التي تستخدم الطاقة الكهربائية لدفع تفاعل غير تلقائي. في هذا النوع من الخلايا ، يتم توفير الطاقة الكهربائية من مصدر طاقة خارجي.

النوع الآخر من الخلايا هو الخلية الجلفانية ، والتي تستخدم تفاعلا كهروكيميائيا عفويا لتوليد الطاقة الكهربائية. يطلق على القطبين اسم الأنود والكاثود ، ويتم توصيلانهما بواسطة دائرة خارجية. تمتلئ غرفة التفاعل بإلكتروليت ، مما يعزز مرور الأيونات بين الأقطاب الكهربائية. في الخلية الجلفانية ، يكمل جسر الملح الدائرة من خلال السماح بتدفق الأيونات بين المحاليل الإلكتروليتية التي تحتوي على الأقطاب الكهربائية. في الخلية الإلكتروليتية ، لا يوجد جسر ملحي لأن الأقطاب الكهربائية عادة ما تكون في نفس المحلول الإلكتروليتي.

يحدث تفاعل الاختزال عند الكاثود ، بينما يحدث تفاعل الأكسدة في الأنود. يتم تذكر هذا باستخدام "القط الأحمر" الاستذكاري ، مما يعني أن أحمر يحدث في cat }hode.

الخلايا الإلكتروليتية

عادة ما تحتوي الخلايا الإلكتروليتية على غرفة تفاعل واحدة تحتوي على محلول المنحل بالكهرباء. عادة ما يكون المنحل بالكهرباء محلولا مائيا يحتوي على أيونات أو أملاح مذابة. تعزز الأيونات الموجودة في المنحل بالكهرباء حركة الأيونات والإلكترونات عبر المحلول.

عند تطبيق جهد خارجي ، تنجذب الأيونات الموجودة في المنحل بالكهرباء إلى القطب الكهربائي بشحنة معاكسة. هذا هو المكان الذي يحدث فيه نصف التفاعل. يفقد الأنود الإلكترونات أثناء الأكسدة ، بينما يكتسب الكاثود الإلكترونات أثناء الاختزال.

الطلاء الكهربائي هو عملية تستخدم خلية إلكتروليتية. الطلاء الكهربائي هو عملية يتم فيها ترسيب معدن واحد على سطح قطب كهربائي ، وعادة ما يكون معدنا آخر. أظهر العالم البريطاني مايكل فاراداي ، الذي سمي ثابت فاراداي باسمه ، العلاقة المولية بين أيون الطلاء الكهربائي المشحون والتيار الكهربائي. النظر إلى نصف رد الفعل المحدد للفضة:

Ag⁺ + 1e^- → Ag

يتطلب الأمر شامة واحدة من الإلكترونات ، يتم توفيرها بواسطة تيار خارجي ، لتقليل مول واحد من كاتيونات الفضة إلى فضة صلبة. لذلك ، يمكن أن يحدد القياس المتكافئ نصف التفاعل كمية مادة الطلاء الكهربائي المستخدمة لكمية معروفة من الإلكترونات. تذكر أن الكهرباء لا تقاس على أساس مولات الإلكترونات بل بالأحرى في الكولوم ، التي سميت على اسم المهندس الفرنسي تشارلز أوغستين دي كولوم. واحد كولوم هو كمية الكهرباء التي تمر عبر دائرة كهربائية ب 1 أمبير من التيار على مدى فترة 1 ثانية ، والتي تستند إلى مبدأ الشحنة الأولية ، أو الشحنة التي يحملها إلكترون واحد. لذلك يمكن لاكتشاف فاراداي أن يربط التيار الكهربائي بعدد المولات التي يغطيها كاتيون الطلاء الكهربائي:

F = eN_A

F هو ثابت فاراداي ، e هي الشحنة الأولية المعبر عنها بالكولوم ، و N _A هو رقم أفوجادرو. لذلك ، يتم التعبير عن ثابت فاراداي على أنه عدد الكولوم لكل مول وتبلغ قيمته 96485 كولوم لكل مول. كيف يمكننا تحديد عدد مولات الإلكترونات المنقولة إلى القطب بناء على التيار؟ استخدام الشحنة الكهربائية Q وتعريف الكولوم:

الشحنة الكهربائية تساوي التيار بالأمبير (I) مضروبا في الوقت بالثواني التي سمح للتيار بالتدفق. بقسمة Q على ثابت فاراداي ، الذي يحتوي على وحدات كولوم لكل مول:

تسمح لنا هذه المعادلة بحساب عدد مولات الإلكترونات وبالتالي تحديد مقدار كاتيون الطلاء الكهربائي الذي تم تقليله.

في الطلاء الكهربائي ، يتكون المعدن من ألواح الأنود ، أو يغطي الكاثود في طبقة رقيقة من المعدن. تعتمد كمية المعدن المطلي على كمية التيار المطبق بالإضافة إلى عدد مولات كاتيون الطلاء الكهربائي المتاح. يحفز مصدر الطاقة الخارجي ، مثل البطارية ، تدفق الإلكترونات من الأنود إلى الكاثود ، ومن الطرف الموجب إلى الطرف السالب على البطارية.

على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك خلية إلكتروليتية بها قطب نحاسي ، ومفتاح نحاسي يعمل كقطب ثان ، ومحلول مائي من كبريتات النحاس كإلكتروليت. هنا ، يتم طلاء النحاس من المنحل بالكهرباء والقطب النحاسي على المفتاح النحاسي.

لكي يتم ترسيب المعدن النحاسي على المفتاح النحاسي ، يجب أن يتأكسد القطب النحاسي الصلب لتكوين أيونات النحاس. بعد ذلك ، يتم تقليل الكاتيونات النحاسية من كل من القطب الكهربائي والإلكتروليت من المحلول لتشكيل نحاس صلب على المفتاح النحاسي.

Cu²⁺ + 2e^- → Cu_(s)

يتم استقبال إلكترونات التفاعل من الطرف السالب للبطارية. وبالتالي ، يحدث تفاعل الاختزال عند المفتاح النحاسي ، بينما يحدث تفاعل الأكسدة عند القطب النحاسي. يزيد محلول كبريتات النحاس المركز والمحمض من الذوبان ؛ لذلك ، كلما زاد تركيز المحلول ، انخفضت المقاومة وزاد التيار. في المقابل ، يسمح التيار العالي بحدوث المزيد من طلاء أيونات النحاس على المفتاح النحاسي.

تميل بعض المعادن بشكل أكبر من غيرها إلى فقدان الإلكترونات. جهد القطب القياسي (E °) للمادة هو مقياس ميل المادة إلى فقدان الإلكترونات. المعدن ذو أعلى إمكانات اختزال لديه أعلى ميل لفقدان الإلكترونات. وبالتالي ، يتم طلاؤه بالكهرباء أولا.

المراجع

1. كوتز ، جي سي ، تريتشيل جونيور ، بي إم ، تاونسند ، جي آر (2012). الكيمياء والتفاعل الكيميائي. بلمونت ، كاليفورنيا: بروكس / كول ، Cengage Learning.
2. سيلبربيرج ، ماجستير (2009). الكيمياء: الطبيعة الجزيئية للمادة والتغيير. بوسطن ، ماساتشوستس: ماكجرو هيل.