ملخص الخلايا الجلفانية، الكيمياء

الخلايا الكهروكيميائيّة

• الخلايا الكهروكيميائية: الخلايا التي تحدث فيها تفاعلات تأكسد واختزال منتجة للطاقة الكهربائيّة أو مستهلكة لها
• خلايا جلفانية: تحدث فيها تفاعلاتُ تأكسد واختزال تؤدي إلى إنتاج تيار كهربائي؛ أي تتحوَّل الطاقة الكيميائيّة فيها إلى طاقة كهربائيّة
• الخلايا الجلفانيّة: خلايا تحدث فيها تفاعلاتُ تأكسد واختزال تؤدي إلى إنتاج تيار كهربائي؛ أي تتحوَّل الطاقة الكيميائيّة فيها إلى طاقة كهربائيّة.

كيمياء الخلايا الجلفانيّة

• نصف الخلية: وعاء يحتوي على صفيحة فِلزّيّة مغموسة في محلول يحتوي على أيونات الفِلزّ.
• القنطرة الملحية: أنبوب على شكل حرف ⁦U⁩ يحتوي على محلول ملحي مشبع، لا تتفاعل أيوناته معَ الأيونات الموجودة في نصفي الخليّة الجلفانيّة أو معَ الأقطاب فيها مثل ⁦KCl⁩
• المصعد: القطب الذي يحدث عنده تفاعل التأكسد
• المهبط: القطب الذي يحدث عنده تفاعل الاختزال
• نصف خليّة: وعاء يحتوي على صفيحة فِلزّيّة مغموسة في محلول يحتوي على أيونات الفِلزّ.
• توصَل الأقطاب بموصل خارجي (الأسلاك).
• وَتوصَل المحاليل بموصل آخرَ هو القنطرة الملحيّة ⁦Salt Bridge⁩.
• $\ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-}$
• $\ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)}$
• في نصف خليّة الخارصين: نتيجة تأكسد ذرّات الخارصين وتحوُّلها إلى أيونات الخارصين الموجبة $\ce{Zn^2+}$؛ يزداد تركيزها مقارنةً بتركيز أيونات الكبريتات السالبة $\ce{SO4^2-}$ فيها.
• في نصف خليّة النحاس: يقلُّ تركيز أيونات النحاس الموجبة $\ce{Cu^2+}$ مقارنةً بتركيز أيونات الكبريتات السالبة بسبب اختزالها.
• $\ce{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)}$
• $Zn_{(s)} \mid Zn^{2+}_{(aq)} \| Cu^{2+}_{(aq)} \mid Cu_{(s)}$
• يُبدأ بكتابة مكوِّنات نصف خليّة التأكسد منَ اليسار، فتُكتب المادَّة التي يحدث لها تأكسدٌ أوّلاً، ثمَّ ناتجُ عملية التأكسد، ويفصل بينهما خط (|) كالآتي: $Zn_{(s)} \mid Zn^{2+}_{(aq)}$
• ثمَّ يُرسَمُ خطّانِ متوازيان || يرمزان إلى القنطرة الملحيّة.
• ثمَّ تُكتب مكوِّنات نصف خليّة الاختزال، فتُكتب المادَّة التي يحدث لها اختزال، ثمَّ ناتجُ عمليّة الاختزال، وَيفصل بينهما خط (|) كالآتي: Cu2+(aq) Cu(s)

جهدُ الخليّة الجلفانيّة

• جهد الخلية الجلفانية: مقياسًا لقدرة الخليّة على إنتاج تيار كهربائي، وَيُقاس بالفولت، وهو القوَّة الدافعة الكهربائيّة المتولِّدة بين قطبي الخليّة بسبب فرق الجهد بين القطبين
• جهد الخلية المعياري: جهد الخليّة عندما يُقاس في الظروف المعياريّة: درجة حرارة $25^{\circ}C$، وتركيز الأيونات يساوي ⁦1M⁩، وضغط الغاز يساوي ⁦1atm⁩
• Ecell = Ereduction(cathode) - Ereduction(anode)
• E = E(cathode) - E(anode)
• E = E - E

جهدُ الاختزال المعياري

• قطب الهيدروجين المعياري: قطب مرجعي اختاره العلماء لقياس جهود اختزال أقطاب العناصر الأخرى، واصطلحوا على أنَّ جهد الاختزال المعياري له يساوي ⁦(0.00 V)⁩.
• جهد الاختزال المعياري: مقياسٌ لميل نصف تفاعل الاختزال للحدوث في الظروف المعياريّة
• 2H+(aq) + 2e- H2(g) E = 0.00 V
• لحساب جهد الاختزال المعياري للخارصين؛ تُستخدَم العلاقة: E = E - E
• -E = E

جدول جهود الاختزال المعياريّة

• كتابة أنصاف التفاعلات على شكل أنصاف تفاعل اختزال في الاتجاه الأمامي.
• وترتيبها وفقًا لتزايد جهود الاختزال المعياريّة في جدول سُمِّيَ جدولَ جهود الاختزال المعياريّة، كما في الجدول (2).
• أنصاف تفاعلات الاختزال منعكسة.
• الموادَّ على يسار المعادلة تمثّل عوامل مؤكسدة تحدث لها عمليّة اختزال، في حين تمثّل الموادُّ على يمين المعادلة عوامل مُختزلة تحدث لها عمليّة تأكسد.
• جهود الاختزال تزداد من أعلى إلى أسفل في الجدول.
• حساب جهد الخليّة المعياري.
• التنبُّؤ بتلقائيّة تفاعلات التأكسد والاختزال.
• مقارنة قوّة العوامل المؤكسدة والمُختزلة.

حساب جهد الخليّة المعياري

• بمعرفة جهود الاختزال المعياريّة للأقطاب المُكوِّنة للخليّة الجلفانيّة؛ يمكن حساب جهد الخليّة المعياري حسب المعادلة الآتية: E = E(cathode) - E(anode)

التنبُّؤ بتلقائيّة حدوث تفاعلات التأكسد والاختزال

• تلقائية التفاعل: حدوث التفاعل دون الحاجة إلى طاقة كهربائيّة لإجراء التفاعل
• إذا كان موجبًا يكون التفاعل تلقائيًّا.
• أمّا إذا كان سالبًا…