أسئلة: الكيمياء الكهربية

الإجابة الصحيحة: فقد إلكترونات وارتفاع رقم التأكسد

الأكسدة تعني فقد إلكترونات، ويصاحبها ارتفاع رقم تأكسد المادة المؤكسَدة.

الإجابة الصحيحة: اكتساب إلكترونات وانخفاض رقم التأكسد

الاختزال هو اكتساب إلكترونات، ويصاحبه انخفاض رقم تأكسد المادة المختزَلة.

الإجابة الصحيحة: تحوّل طاقة تفاعل كيميائي تلقائي إلى طاقة كهربية

الخلية الجلفانية (الفولتية) تحوّل طاقة تفاعل تلقائي إلى طاقة كهربية، وهي أساس عمل البطاريات.

الإجابة الصحيحة: تستهلك طاقة كهربية من مصدر خارجي لإجراء تفاعل غير تلقائي

الخلية الإلكتروليتية أساس عملية التحليل الكهربي، وتستهلك طاقة كهربية لإجراء تفاعل غير تلقائي.

الإجابة الصحيحة: في كلتا الخليتين

الأنود يُعرَّف دائمًا بأنه القطب الذي تحدث عنده الأكسدة بغض النظر عن نوع الخلية، وما يختلف بين النوعين هو قطبية الأنود لا موضع التفاعل عنده.

الإجابة الصحيحة: سالب

في الخلية الجلفانية الأنود سالب والكاثود موجب، بعكس الحال في الخلية الإلكتروليتية.

الإجابة الصحيحة: موجب

في الخلية الإلكتروليتية الأنود موجب لأنه متصل بالقطب الموجب لمصدر التيار الخارجي، بينما الكاثود سالب؛ وهذا عكس قطبية الأنود في الخلية الجلفانية.

الإجابة الصحيحة: السماح بحركة الأيونات بين المحلولين للحفاظ على التعادل الكهربي دون اختلاطهما مباشرة

الجسر الملحي يصل بين نصفَي الخلية ويسمح بحركة الأيونات للحفاظ على التعادل الكهربي دون اختلاط المحلولين مباشرة.

الإجابة الصحيحة: الزنك

أنود خلية دانيال قطب زنك مغمور في محلول كبريتات الزنك، ويحدث عنده الأكسدة: Zn → Zn2+ + 2e-.

الإجابة الصحيحة: النحاس

كاثود خلية دانيال قطب نحاس مغمور في محلول كبريتات النحاس، ويحدث عنده الاختزال: Cu2+ + 2e- → Cu.

الإجابة الصحيحة: 6000 كولوم

الزمن بالثواني: t = 25 × 60 = 1500 ثانية. الشحنة: Q = I × t = 4 × 1500 = 6000 كولوم.

الإجابة الصحيحة: زيادة قابليتها لأن تُختزل، أي زيادة قوتها كعامل مؤكسِد

كلما زاد $E^\circ$ (أكثر موجبًا)، زادت قابلية المادة لأن تكتسب إلكترونات فتُختزل، أي زادت قوتها كعامل مؤكسِد.

الإجابة الصحيحة: $E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode}$

يُحسَب جهد الخلية القياسي من الفرق بين جهدَي اختزال الكاثود والأنود.

الإجابة الصحيحة: 1.10 فولت

النحاس أكبر جهد اختزال فهو الكاثود، والزنك هو الأنود: $E^\circ_{cell} = 0.34 - (-0.76) = 1.10$ فولت.

الإجابة الصحيحة: الفضة

الكاثود هو القطب ذو جهد الاختزال الأكبر (الأكثر موجبًا)، وهنا الفضة (+0.80) أكبر من الزنك (-0.76).

الإجابة الصحيحة: 1.56 فولت

$E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode} = 0.80 - (-0.76) = 1.56$ فولت.

الإجابة الصحيحة: 0.46 فولت

$E^\circ_{cell} = 0.80 - 0.34 = 0.46$ فولت.

الإجابة الصحيحة: الزنك الفلزي يزيح أيونات النحاس من محلولها تلقائيًا

الفلز الأدنى جهد اختزال (الأكثر نشاطًا) يزيح الفلز الأعلى من محلول أيوناته؛ الزنك يزيح النحاس تلقائيًا وهو التفاعل الكلي في خلية دانيال.

الإجابة الصحيحة: $Q = I \times t$

تُحسَب الشحنة من حاصل ضرب شدة التيار في الزمن.

الإجابة الصحيحة: 96500 كولوم/مول

القيمة الدقيقة لثابت فاراداي 96485 كولوم/مول، وتُقرَّب في أغلب المناهج المدرسية إلى 96500 كولوم/مول.

الإجابة الصحيحة: الكتلة الذرية ÷ شحنة الأيون

فللألومنيوم $27/3 = 9$.

الإجابة الصحيحة: فاراداي واحد (96500 كولوم)

وهو القانون الثاني لفاراداي.

الإجابة الصحيحة: 3 فاراداي

لأن كل أيون يكتسب 3 إلكترونات.

الإجابة الصحيحة: $1.18\ \text{g}$

$Q = 3600$ و$m = 31.75 \times 3600/96500$.

الإجابة الصحيحة: غاز الكلور

$2\text{Cl}^- \to \text{Cl}_2 + 2e^-$.

الإجابة الصحيحة: الكاثود (القطب السالب)

حيث تكتسب الأيونات الموجبة إلكترونات.

الإجابة الصحيحة: أنشط منه كالخارصين

فيتآكل الفلز الأنشط أولًا.

الإجابة الصحيحة: القصدير أقل نشاطًا فيكون الحديد هو الأنود

فتتكون خلية جلفانية يتآكل فيها الحديد.

الإجابة الصحيحة: الماغنسيوم

فلز أنشط من الحديد يتآكل بدلًا منه.

الإجابة الصحيحة: رصاص إسفنجي

أما الكاثود فـ $\text{PbO}_2$.

الإجابة الصحيحة: $12\ \text{V}$

$6 \times 2$.

الإجابة الصحيحة: الهيدروجين والأكسجين

والناتج ماء يُشرب.

الإجابة الصحيحة: خلية الزئبق

أما الرصاص والليثيوم فخلايا ثانوية.

الإجابة الصحيحة: يخفض درجة انصهار البوكسيت

فيصهر المخلوط عند حرارة أقل.

الإجابة الصحيحة: نحاسًا غير نقي

والكاثود نحاس نقي في محلول $\text{CuSO}_4$.

الإجابة الصحيحة: الذهب والفضة

لأنها لا تتأكسد عند جهد تأكسد النحاس.

الخلية الجلفانية (الفولتية) تحوّل طاقة تفاعل كيميائي تلقائي إلى طاقة كهربية، وهي أساس عمل البطاريات؛ وفيها يكون الأنود سالبًا والكاثود موجبًا. أما الخلية الإلكتروليتية فتستهلك طاقة كهربية من مصدر خارجي لإجراء تفاعل غير تلقائي، وهي أساس عملية التحليل الكهربي؛ وفيها يكون الأنود موجبًا (متصلًا بالقطب الموجب لمصدر التيار الخارجي) والكاثود سالبًا. ويشترك النوعان في أن الأنود دائمًا موضع الأكسدة والكاثود دائمًا موضع الاختزال، وما يختلف بينهما هو اتجاه تحوّل الطاقة وقطبية كل قطب.

تتكوّن خلية دانيال من نصفَي خلية منفصلَين: الأول قطب زنك مغمور في محلول كبريتات الزنك (الأنود)، والثاني قطب نحاس مغمور في محلول كبريتات النحاس (الكاثود)، ويصل بينهما جسر ملحي يسمح بحركة الأيونات للحفاظ على التعادل الكهربي دون اختلاط المحلولين مباشرة، إضافة إلى سلك توصيل خارجي بين القطبين يمر خلاله تيار الإلكترونات من الأنود إلى الكاثود. معادلة الأكسدة عند الأنود: $Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^-$. معادلة الاختزال عند الكاثود: $Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^- \rightarrow Cu_{(s)}$. والمعادلة الكلية للخلية: $Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$.

القطب ذو جهد الاختزال الأكبر (الأكثر موجبًا) هو الذي يحدث عنده الاختزال فعليًا، وهنا $E^\circ(Cu^{2+}/Cu) = +0.34$ أكبر من $E^\circ(Fe^{2+}/Fe) = -0.44$، لذلك يكون النحاس هو الكاثود ويكون الحديد هو الأنود. جهد الخلية القياسي: $E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode} = 0.34 - (-0.44) = 0.78$ فولت. وبما أن الناتج موجب، فالتفاعل تلقائي فعليًا.

الزمن بالثواني: $t = 40 \times 60 = 2400$ ثانية. الشحنة الكلية: $Q = I \times t = 1.5 \times 2400 = 3600$ كولوم. عدد مولات الإلكترونات: $n_{e^-} = \frac{Q}{F} = \frac{3600}{96500} \approx 0.0373$ مول. بما أن كل مول فضة يحتاج مولًا واحدًا فقط من الإلكترونات (وفق نصف التفاعل)، فإن عدد مولات الفضة المترسبة: $n_{Ag} \approx 0.0373$ مول. وكتلة الفضة المترسبة: $m_{Ag} = n \times M = 0.0373 \times 108 \approx 4.03$ جم.

الطلاء الكهربي هو ترسيب طبقة رقيقة من فلز (كالنحاس أو الفضة أو الكروم) على سطح فلز آخر باستخدام خلية إلكتروليتية، وذلك لأغراض الحماية من التآكل أو التجميل. ويُعَدّ تطبيقًا على الخلية الإلكتروليتية لأن ترسيب الفلز على السطح المراد طلاؤه تفاعل غير تلقائي، فلا يحدث من تلقاء نفسه، بل يحتاج إلى إمداده بطاقة كهربية من مصدر خارجي لإجباره على الحدوث؛ وهذا هو بالضبط تعريف عمل الخلية الإلكتروليتية.

التآكل (كصدأ الحديد) عملية أكسدة كهروكيميائية تلقائية للفلز، يحدث فيها فقد الفلز لإلكتروناته (أكسدة) تلقائيًا دون الحاجة إلى مصدر طاقة خارجي، تمامًا كما يحدث في الخلية الجلفانية التي تنتج طاقة من تفاعل تلقائي؛ والفرق أن الطاقة الناتجة هنا تتبدد دون الاستفادة منها بدلًا من استخدامها في دائرة كهربية مفيدة، ولذلك يُعَدّ تآكلًا غير مرغوب فيه. ويحدث تآكل الحديد تحديدًا عند تعرّضه للرطوبة (الماء) والأكسجين معًا؛ فغياب أحدهما يمنع حدوث الصدأ أو يبطئه كثيرًا.

الحماية الكاثودية طريقة لحماية فلز (كالحديد) من التآكل بجعله كاثودًا (موضع اختزال) في خلية كهروكيميائية، وذلك بتوصيله كهربيًا بفلز أكثر ميلًا للتأكسد منه، كالزنك. ولأن الزنك أعلى نشاطًا (أسهل تأكسدًا) من الحديد، فإنه هو الذي يتأكسد ويُستهلَك تدريجيًا بدلًا من الحديد، فيُحمى الحديد من التآكل طالما بقي الزنك متصلًا به. ويُسمّى الزنك في هذه الحالة "قطب تضحية" لأنه يُضحّى به (يتأكل هو) عمدًا لحماية الفلز الأهم (الحديد)؛ وهذه هي الأساس في حماية أنابيب الحديد المدفونة وهياكل السفن.

الرصاص: أنود رصاص إسفنجي وكاثود $\text{PbO}_2$ وإلكتروليت $\text{H}_2\text{SO}_4$ مخفف، وقوة الخلية $2.05\ \text{V}$ والبطارية $12\ \text{V}$، قابلة للشحن. الليثيوم: أنود جرافيت الليثيوم وكاثود $\text{LiCoO}_2$ وإلكتروليت لا مائي، أخف وزنًا وأعلى طاقة لحجمها وقابلة للشحن.

الزمن بالثواني: $t = 50 \times 60 = 3000$ ثانية. الشحنة الكلية: $Q = I \times t = 4 \times 3000 = 12000$ كولوم. عدد مولات الإلكترونات: $n_{e^-} = \frac{Q}{F} = \frac{12000}{96500} \approx 0.1244$ مول. بما أن كل مول ألومنيوم يحتاج ثلاثة مولات من الإلكترونات (وفق نصف التفاعل)، فإن عدد مولات الألومنيوم المترسبة: $n_{Al} = \frac{0.1244}{3} \approx 0.0415$ مول. وكتلة الألومنيوم المترسبة: $m_{Al} = n \times M = 0.0415 \times 27 \approx 1.12$ جم.

جهود الاختزال لأنصاف الخلايا قيم نسبية لا مطلقة، إذ لا يمكن عمليًا قياس فرق جهد لقطب واحد بمفرده لأن قياس الجهد يتطلب دائمًا دائرة كهربية مغلقة بين قطبين، أي مقارنة قطب بآخر. ولحل هذه المشكلة، اتُّفق على اختيار قطب الهيدروجين القياسي كمرجع ثابت وإعطائه جهد اختزال يساوي صفرًا فولت اصطلاحًا، بحيث تُقاس جميع جهود الاختزال القياسية الأخرى للأقطاب المختلفة بالنسبة إلى هذا المرجع، عن طريق تكوين خلية جلفانية بين القطب المراد قياس جهده وقطب الهيدروجين القياسي، وقياس جهد الخلية الناتج الذي يساوي (بحكم أن جهد الهيدروجين صفر) جهد اختزال القطب الآخر مباشرة. وبهذه الطريقة أمكن بناء جداول جهود الاختزال القياسية المستخدمة في حساب جهد أي خلية جلفانية عبر العلاقة $E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode}$.

الأول: تتناسب كمية المادة المتكونة أو المستهلكة عند أي قطب طرديًا مع كمية الكهرباء المارة. الثاني: كتل المواد المتكونة بمرور الكمية نفسها من الكهرباء في خلايا على التوالي تتناسب مع كتلها المكافئة. $m = I\,t\,\text{(الكتلة المكافئة)}/96500$.

$10/108 \approx 0.093\ \text{F}$. تنظف الشوكة وتجعل كاثودًا ($\text{Ag}^+ + e^- \to \text{Ag}$) في محلول نترات الفضة، وعمود فضة أنودًا ($\text{Ag} \to \text{Ag}^+ + e^-$).

الكتلة المكافئة للذهب $197/3 = 65.7$ فـ $m_{Au} = 65.7 \times 10000/96500 \approx 6.8\ \text{g}$. وللكلور $35.5$ فـ $m_{Cl} = 35.5 \times 10000/96500 \approx 3.68\ \text{g}$.

يُذاب البوكسيت $\text{Al}_2\text{O}_3$ في مصهور الكريوليت مع قليل من الفلورسبار لخفض الانصهار، ويُحلل كهربيًا: عند الكاثود (إناء الخلية المبطن بالجرافيت) $\text{Al}^{3+} + 3e^- \to \text{Al}$ وعند الأنود (أسطوانات الكربون) $2\text{O}^{2-} \to \text{O}_2 + 4e^-$، ويُسحب الألومنيوم المنصهر من الفتحة.

الحديد أنود: $2\text{Fe} \to 2\text{Fe}^{2+} + 4e^-$، والشوائب (الكربون) كاثود: $2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 + 4e^- \to 4\text{OH}^-$ فيتكون $\text{Fe(OH)}_2$ ثم يتأكسد بأكسجين الماء إلى $\text{Fe(OH)}_3$ (الصدأ).

الأنود: $\text{Pb} + \text{SO}_4^{2-} \to \text{PbSO}_4 + 2e^-$. الكاثود: $\text{PbO}_2 + 4\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} + 2e^- \to \text{PbSO}_4 + 2\text{H}_2\text{O}$. الكلي: $\text{Pb} + \text{PbO}_2 + 4\text{H}^+ + 2\text{SO}_4^{2-} \to 2\text{PbSO}_4 + 2\text{H}_2\text{O}$ بقوة $2.05\ \text{V}$.

جهد الأكسدة = جهد الاختزال بإشارة مخالفة؛ العناصر المتقدمة عوامل مختزلة والمتأخرة عوامل مؤكسدة؛ الترتيب بجهود الأكسدة هو ترتيب النشاط؛ المتقدم يحل محل التالي في محلول أملاحه ويصلح أنودًا؛ ما يسبق الهيدروجين يحل محله في الماء والأحماض.