الخلايا الجلفانية

الخلية الجلفانية: كيف تتحول الطاقة الكيميائية إلى كهربائية؟

تتحوّلُ الطاقةُ الكيميائيّة إلى طاقة كهربائيّة في الخليّة الجلفانيّة عن طريق تفاعل تأكسد واختزال تلقائي الحدوث، ويعتمدُ فرقُ الجهد الناتج على جهود الاختزال المعياريّة للأقطاب المكوِّنة لها.

• أحدد أجزاء الخليّة الجلفانية ومبدأ عملها.
• أقيس عملياً القوّة الدافعة الكهربائية لعدة خلايا جلفانية.
• أحسب جهد الخليّة الجلفانية.
• أوظف جهود الاختزال المعيارية في تحديد تلقائية تفاعلات التأكسد والاختزال، وقوة العوامل المؤكسدة والمختزلة.
• أتعرف بعض التطبيقات العملية للخلايا الجلفانية.

• تنقسم إلى نوعين: الخلايا الجلفانيّة، وخلايا التحليل الكهربائي.
• في هذا الدرس سأدرس الخلايا الجلفانيّة.

• تُستخدَمُ الخلايا الجلفانيّة في مجالات واسعة في الحياة؛ فالبطّاريات بأنواعها وخلايا الوقود خلايا جلفانيّة.
• مثل البطّاريّة القابلة للشحن المستخدمة في الهواتف والحواسيب المحمولة، كما في الشكل (4).

فما مكوِّنات الخلية الجلفانية؟ وكيف نحسب فرق الجهد الناتج عنها؟

ممّ تتكوّن الخلية الجلفانية؟

• تتكوَّنُ الخليّة الجلفانيّة من وعاءين؛ يُسَمّى كُلٌّ منهما نصف خليّة.

• نصف خليّة الخارصين: صفيحة خارصين ⁦Zn⁩ مغموسة في محلول يحتوي على أيونات ⁦Zn²⁺⁩ مثل محلول كبريتات الخارصين، وَيُعَبَّرُ عنها بالرمز $\text{Zn} \mid \text{Zn}^{2+}$.
• نصف خليّة النحاس: صفيحة نحاس ⁦Cu⁩ مغموسة في محلول يحتوي على أيونات ⁦Cu²⁺⁩، مثل محلول كبريتات النحاس، وَيُعَبَّرُ عنها بالرمز $\text{Cu} \mid \text{Cu}^{2+}$.

• لتكوين خليّة جلفانيّة منهما:
• توصَل الأقطاب بموصل خارجي (الأسلاك).
• وَتوصَل المحاليل بموصل آخرَ هو القنطرة الملحيّة.

• ويُستخدَم جهاز فولتميتر لقياس فرق الجهد بين قطبي الخليّة، كما في الشكل (5) الذي يوضح مكوِّنات الخليّة الجلفانيّة.

وماذا يحدث داخل هذه الخلية عند تشغيلها؟

مبدأ العمل: ماذا يحدث عند كل قطب؟

• وجود فرق جهد بين قطبي الخلية (الخارصين والنحاس) يتسبّب في حدوث تفاعل تأكسد واختزال.
• تتأكسد ذرّات الخارصين الأكثر نشاطًا حسب المعادلة:
• $\text{Zn}_{\text{(s)}} \rightarrow \text{Zn}^{2+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-}$

• وتنتقل الإلكترونات من قطب الخارصين ⁦Zn⁩ عبر الأسلاك إلى قطب النحاس ⁦Cu⁩.
• فتكتسبها أيونات النحاس ⁦Cu²⁺⁩ وتُختزَل متحوِّلةً إلى ذرّات ⁦Cu⁩ تترسَّب على قطب النحاس، حسب المعادلة:
• $\text{Cu}^{2+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-} \rightarrow \text{Cu}_{\text{(s)}}$

• تتغيّر تراكيز الأيونات في نصفي الخليّة:
• في نصف خليّة الخارصين: يزداد تركيز أيونات الخارصين الموجبة ⁦Zn²⁺⁩ مقارنةً بالكبريتات السالبة ⁦SO₄²⁻⁩، نتيجة تأكسد ذرّات الخارصين.
• في نصف خليّة النحاس: يقلُّ تركيز أيونات النحاس الموجبة ⁦Cu²⁺⁩ مقارنةً بالكبريتات السالبة بسبب اختزالها.
• ويؤدي هذا إلى عدم توازن في الشحنة الكهربائيّة في الخليّة.

• تُعادِل القنطرة الملحيّة الشحناتِ الكهربائيّةَ في نصفي الخليّة الجلفانيّة:
• أيونات الكلوريد السالبة ⁦Cl⁻⁩ تتحرَّك من القنطرة إلى نصف خليّة الخارصين لمعادلة الزيادة في تركيز أيونات ⁦Zn²⁺⁩.
• أيونات ⁦K⁺⁩ الموجبة تتحرَّكُ إلى نصف خليّة النحاس لمعادلة أيونات ⁦SO₄²⁻⁩ الزائدة.

• المعادلة الكليّة في الخليّة الجلفانيّة هي مجموع نصفي تفاعل التأكسد والاختزال:
• $\begin{gathered}\text{Zn}_{\text{(s)}} + \text{Cu}^{2+}{}_{\text{(aq)}} \\ \rightarrow \text{Zn}^{2+}{}_{\text{(aq)}} + \text{Cu}_{\text{(s)}}\end{gathered}$

رمز الخلية: كيف نصف الخلية بسطر واحد؟

• عَبَّرَ الكيميائيون عن الخليّة الجلفانيّة بطريقة مُختصرة وسهلة لوصفها:

• $Zn_{(s)} \mid Zn^{2+}_{(aq)} \| Cu^{2+}_{(aq)} \mid Cu_{(s)}$

• ترتيب الرمز: نصف خليّة التأكسد | القنطرة الملحيّة | نصف خليّة الاختزال.

• تُكتب مكوِّناته بالترتيب الآتي:
• نصف خليّة التأكسد أوّلًا منَ اليسار: تُكتب المادَّة التي يحدث لها تأكسدٌ، ثمَّ ناتجُ التأكسد، ويفصل بينهما خط (|) كالآتي: $\text{Zn}_{\text{(s)}} \mid \text{Zn}^{2+}_{\text{(aq)}}$
• ثمَّ خطّانِ متوازيان || يرمزان إلى القنطرة الملحيّة.
• ثمَّ نصف خليّة الاختزال: تُكتب المادَّة التي يحدث لها اختزال، ثمَّ ناتجُ الاختزال، ويفصل بينهما خط (|) كالآتي: $\text{Cu}^{2+}_{\text{(aq)}} \mid \text{Cu}_{\text{(s)}}$

القطب الخامل: ماذا لو لم يكن المتفاعل صلبًا؟

• قد تكون المواد المتفاعلة أيونات ذائبة في المحلول أو مواد غير موصلة أو غازية أو سائلة.
• لا يمكن استخدامها مباشرةً بوصفها أقطابًا كهربائية؛ لأنها ليست مواد صلبة موصلة للكهرباء.

تطبيق: ما المصعد والمهبط في خلية الخارصين والنيكل؟

في الخليّة الجلفانيّة التي يحدث فيها التفاعل الآتي:

$\begin{gathered}\text{Cr}_{\text{(s)}} + 3\text{Ag}^{+}{}_{\text{(aq)}} \\ \rightarrow \text{Cr}^{3+}{}_{\text{(aq)}} + 3\text{Ag}_{\text{(s)}}\end{gathered}$ 1. أكتبُ نصفي تفاعل التأكسد والاختزال.

2. أُحَدِّدُ كلًّا منَ المِصعد والمِهبط واتجاه حركة الإلكترونات في الدارة الخارجيّة.

3. أُحَدِّدُ اتجاه حركة الأيونات السالبة من القنطرة الملحيّة.

4. ما القطب الذي تزداد كتلته؟ ولماذا؟

5. أكتبُ رمز الخليّة الجلفانيّة.

جهد الخلية: ما الذي يدفع الإلكترونات؟

• يزدادُ جهد الخلية بزيادة ميلِ كلٍّ من نصفي تفاعل التأكسد والاختزال للحدوث.
• في خليّة (خارصين - نحاس): الخارصين أكثرُ نشاطًا منَ النحاس؛ فهو أكثر ميلاً للتأكسد.
• فرق الجهد بين القطبين يولّد قوّة دافعة كهربائيّة تدفع الإلكترونات من قطب الخارصين ⁦Zn (⁩المِصعد) إلى قطب النحاس ⁦Cu (⁩المِهبط).
• أيونات النحاس ⁦Cu²⁺⁩ أكثرُ ميلًا للاختزال.

• جهد الاختزال: يُعَبَّرُ به عن ميل نصف تفاعل الاختزال للحدوث، ويُرمَز إليه بالرمز ($\text{E}_{reduction}$).
• جهد التأكسد: يُعَبَّرُ به عن ميل نصف تفاعل التأكسد للحدوث، ويُرمَز إليه بالرمز ($\text{E}_{oxidation}$).

• نصف الخليّة الذي يحدث فيه الاختزال يمتلك جهدَ اختزال أعلى من نصف الخليّة الذي يحدث فيه التأكسد.
• والفرقُ بين جهود الاختزال لكلا التفاعلين يساوي جهد الخليّة:

• عند القياس في الظروف المعياريّة يسمّى جهدَ الخليّة المعياري، ويُرمَز إليه $E^{\circ}_{cell}$، وتصبحُ المعادلة:

• ويمكن التعبيرُ عنها باختصار كالآتي:

• وقد وُجد أنَّ جهد خليّة (⁦Zn⁩ – ⁦Cu⁩) المعياري يساوي $1.1$ فولت.

هل يمكن قياس جهد الاختزال لنصف خلية واحدة منفردًا؟

قطب الهيدروجين: مرجع نقيس به كل الجهود

• لا يمكن قياس جهد نصف خليّة منفردة، ولكن عند وصل نصفي خليّة لتكوين خليّة جلفانيّة؛ يمكن قياس فرق الجهد بينهما أي جهد الخليّة.
• لذلك اختار العلماء قطبًا مرجعيًّا هو قطب الهيدروجين المعياري.

• واصطلحوا على أنَّ جهد الاختزال المعياري له يساوي $0.00\ \text{V}$.
• اختير الهيدروجين لأنَّ نشاطه الكيميائي متوسط بين العناصر.
• يتكوَّن قطب الهيدروجين المعياري من وعاء فيه:
• صفيحة من البلاتين توفر سطحًا لحدوث التفاعل، مغموسة في محلول حمض الهيدروكلوريك ⁦HCl⁩.
• تركيزُ أيونات الهيدروجين ⁦H⁺⁩ فيه $1\ \text{M}$.
• يُضَخّ غاز الهيدروجين إلى المحلول عند ضغط للغاز يساوي 1 ضغط جوي ($1\ \text{atm}$) ودرجة حرارة $25^{\circ}C$، كما في الشكل (6).

• نصف تفاعل الهيدروجين يمكن تمثيله بالمعادلة الآتية:
• $\begin{gathered}2\text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-} \rightleftharpoons \text{H}_{2\text{(g)}} \\ E^{\circ} = 0.00\ V\end{gathered}$
• يشير السهم المزدوج إلى أنّ نصف التفاعل منعكس؛ إذ يمكن لأيونات الهيدروجين ⁦H⁺⁩ أن تُختزل، كما يمكن لجزيئات غاز الهيدروجين أن تتأكسد.

وكيف نقيس بهذا القطب جهد الاختزال المعياري لنصف خلية ما؟

كيف نعرف جهد الاختزال المعياري للخارصين؟

• تُكَوَّنُ خليّة جلفانيّة من نصف خلية الهيدروجين المعيارية ونصف خليّة الخارصين مثلاً في الظروف المعياريّة، كما في الشكل (7).

• قراءة الفولتميتر ($0.76\ \text{V}$) تمثّلُ فرق الجهد بين قطبي الخارصين والهيدروجين المعياريين.
• الإلكترونات تتحرك من قطب الخارصين باتجاه قطب الهيدروجين المعياريين؛ أي أنَّ الخارصين ⁦Zn⁩ يمثّل المِصعد وحدثت له عمليّة تأكسد.
• قطب الهيدروجين يمثّل المِهبط وحدثت عمليّة اختزال لأيوناته.
• نصف تفاعل التأكسد:
• $\text{Zn}_{\text{(s)}} \rightarrow \text{Zn}^{2+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-}$
• نصف تفاعل الاختزال:
• $\begin{gathered}2\text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-} \rightarrow \text{H}_{2\text{(g)}} \\ E^{\circ}_{H_2} = 0.00\ V\end{gathered}$
• المعادلة الكُلّيّة:
• $\begin{gathered}\text{Zn}_{\text{(s)}} + 2\text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} \\ \rightarrow \text{Zn}^{2+}{}_{\text{(aq)}} + \text{H}_{2\text{(g)}} \\ E^{\circ}_{cell} = 0.76\ V\end{gathered}$
• لحساب جهد الاختزال المعياري للخارصين تُستخدَم العلاقة:

• بالتعويض:

• جهد الاختزال المعياري لقطب الخارصين = $−0.76\ \text{V}$.
• القيمة السالبة تعني أنَّ أيونات الخارصين أقلُّ ميلًا للاختزال من أيونات الهيدروجين.
• لذلك اختُزِلَت أيوناتُ الهيدروجين وتأكسدت ذرّاتُ الخارصين في التفاعل الذي حدث في الخليّة الجلفانيّة.

• ذرّات الخارصين أكثر ميلًا للتأكسد من جزيئات الهيدروجين؛ لذلك جهد التأكسد المعياري للخارصين يساوي $0.76\ \text{V}$.
• جهد التأكسد المعياري للقطب يساوي جهد اختزاله المعياري ويعاكسُهُ في الإشارة:

لديّ خليّة جلفانيّة مكوّنة من نصف خليّة الهيدروجين $2\text{H}^+ \mid \text{H}_2 \mid \text{Pt}$ ونصف خليّة الكادميوم $\text{Cd}^{2+} \mid \text{Cd}$ المعياريين.

أحسبُ جهد الاختزال المعياري للكادميوم إذا علمتُ أنَّ جهد الخليّة المعياري يساوي $0.4\ \text{V}$ ونقصت كتلةُ قطب الكادميوم بعد تشغيل الخليّة مدة من الزمن.

جدول الجهود: كيف نقرأه ولماذا نحتاجه؟

• استُخدِمَ قطبُ الهيدروجين المعياري في بناء خلايا جلفانيّة متعدِّدة.
• وعن طريق قياس جهودها المعياريّة حُسِبَت جهودُ الاختزال المعياريّة للأقطاب المختلفة التي استُخدِمت فيها.

• اتفقَ الكيميائيون على:
• كتابة أنصاف التفاعلات على شكل أنصاف تفاعل اختزال في الاتجاه الأمامي.
• ترتيبها وفقًا لتزايد جهود الاختزال المعياريّة في جدول سُمِّيَ جدولَ جهود الاختزال المعياريّة، كما في الجدول (2).

• الجدول (2): جهود الاختزال المعياريّة عند درجة حرارة $25^{\circ}C$.

• أُلاحظ في الجدول أنّ:
• أنصاف تفاعلات الاختزال منعكسة.
• الموادَّ على يسار المعادلة تمثّل عوامل مؤكسدة تحدث لها عمليّة اختزال.
• الموادُّ على يمين المعادلة تمثّل عوامل مُختزلة تحدث لها عمليّة تأكسد.
• جهود الاختزال تزداد من أعلى إلى أسفل في الجدول.

• يُستفاد من جدول جهود الاختزال المعياريّة في:
• حساب جهد الخليّة المعياري.
• التنبُّؤ بتلقائيّة تفاعلات التأكسد والاختزال.
• مقارنة قوّة العوامل المؤكسدة والمُختزلة.

قوة العوامل: من الأقوى مؤكسدًا ومن الأقوى مختزلًا؟

• في الجدول تزداد قوّة العوامل المؤكسدة من أعلى إلى أسفل، وتزداد قوّة العوامل المختزلة من أسفل إلى أعلى.
• جهود الاختزال المعياريّة تزداد من أعلى إلى أسفل في الجدول.
• العوامل المؤكسدة: يزداد ميلُ نصف تفاعل الاختزال للحدوث؛ ويعني ذلك أنَّ قوّتها تزداد أيضًا.
• العوامل المختزلة: ميل نصف تفاعل التأكسد للحدوث يقل بالاتجاه نحو الأسفل أي بزيادة جهود الاختزال المعيارية، وبذلك تقل قوة العامل المختزِل.

نحسب جهد الخلية من الجدول

• بمعرفة جهود الاختزال المعياريّة للأقطاب المُكوِّنة للخليّة الجلفانيّة؛ يمكن حساب جهد الخليّة المعياري.

1. نصفا التفاعل: أحدّد نصف التأكسد ونصف الاختزال من المعادلة الكلية أو من رمز الخلية.
2. الجهود: أنقل جهد الاختزال المعياري لكل نصف من الجدول.
3. المهبط: المهبط هو نصف الاختزال، والمصعد هو نصف التأكسد.
4. الحساب: أطرح جهد المصعد من جهد المهبط، وأنتبه لإشارة الناتج.

• عند موازنة المعادلة الكلية أضربُ نصف تفاعل الاختزال في معامل؛ كي يتساوى عددُ الإلكترونات المفقودة والمكتسبة، ثمَّ أجمعُ نصفي تفاعل التأكسد والاختزال.

خليّة جلفانيّة مكوَّنة من نصف خليّة الكروم $\text{Cr} \mid \text{Cr}^{3+}$، ونصف خليّة النحاس $\text{Cu} \mid \text{Cu}^{2+}$ المعياريين.

بالرجوع إلى جهود الاختزال المعياريّة لكلٍّ منهما في الجدول (2)؛ أحسبُ جهدَ الخليّة المعياري.

التلقائية: كيف نعرف أن التفاعل سيحدث؟

• تتفاعل بعض الفِلزّات مع محلول حمض الهيدروكلوريك المُخفَّف فينطلقُ غاز الهيدروجين؛ بينما لا يتفاعل بعضها الآخر.
• ومثال ذلك:
• النيكل يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك ويُطلق غاز الهيدروجين، أمّا النحاس فلا يتفاعل.
• النحاس يحلُّ محلَّ الفضة في محلول نترات الفضّة؛ بينما لا تحلُّ الفضّة محلَّهُ في محلول نترات النحاس.

• تُستخدَم جهود الاختزال المعياريّة للتنبُّؤ بتلقائية حدوث تفاعل التأكسد والاختزال.

• وعند حساب جهد الخليّة المعياري للتفاعل:
• إذا كان موجبًا يكون التفاعل تلقائيًّا.
• أمّا إذا كان سالبًا فيكون التفاعل غير تلقائي.

فماذا عن فلز جهد اختزاله أعلى من الهيدروجين، كالنحاس؟

الأملاح والفلزات: هل يحدث تفاعل بين المحلول والفلز؟

• يمكن أيضًا استخدام جهود الاختزال المعياريّة للتنبُّؤ بإمكانيّة تفاعل الفِلزّات أو اللافِلزّات مع محاليل الأملاح.

وهل يزيح اللافلز لافلزًّا آخر من محلول ملحه؟

أتوقع: هل يمكن حفظُ محلول كبريتات الحديد ⁦II FeSO₄⁩ في وعاء من الألمنيوم ⁦Al⁩؟ أُبرِّرُ إجابتي.

أتوقع: هل يمكن حفظُ محلول نترات المغنيسيوم ⁦Mg(NO₃)₂⁩ في وعاء من القصدير ⁦Sn⁩؟ أُبرِّرُ إجابتي.

الفلزات والحمض: لماذا يتفاعل بعضها ولا يتفاعل بعضها؟

ترتيب العوامل المختزلة: من الأقوى ومن الأضعف؟

• أضعفُ عامل مختزل هو أقلّها ميلًا إلى التأكسد، ويكون أسفل يمين الجدول.
• أقوى عامل مختزل هو أكثرها ميلًا إلى التأكسد، ويكون أعلى يمين الجدول.

نحدد الأقوى مؤكسدًا ومختزلًا ونختبر التفاعل

• أقوى عامل مؤكسد هو المادَّة التي لها أعلى جهد اختزال معياري.
• أقوى عامل مختزل هو المادّة التي لها أقلّ جهد اختزال معياري.

أُحَدِّدُ أقوى عامل مؤكسد وأقوى عامل مختزل.

$\begin{gathered}\text{Cr}_{2}\text{O}_{7}^{2-} + 14\text{H}^{+} + 6e^{-} \\ \rightleftharpoons 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_{2}\text{O} \\ E^{\circ} = 1.33\ \text{V}\end{gathered}$ $\text{Ag}^{+} + e^{-} \rightleftharpoons \text{Ag} \quad E^{\circ} = 0.80\ \text{V}$ $\text{Sn}^{2+} + 2e^{-} \rightleftharpoons \text{Sn} \quad E^{\circ} = -0.14\ \text{V}$ $\text{Au}^{3+} + 3e^{-} \rightleftharpoons \text{Au} \quad E^{\circ} = 1.5\ \text{V}$

أستنتج: أيُّ الفِلزّاتِ تختزلُ أيونات ⁦Cr₂O₇²⁻⁩ ولا تختزلُ أيونات ⁦Sn²⁺⁩؟

أرتّب الفلزات ذات الرموز الافتراضية ⁦Z⁩ ، ⁦Y⁩ ، ⁦X⁩ وفق قوتها بوصفها عوامل مختزلة إذا علمت أن:

الفلز ⁦X⁩ يختزل أيونات $\text{Z}^{2+}$ ولا يختزل أيونات $\text{Y}^{2+}$.

البطاريات: أين نستفيد من الخلايا الجلفانية؟

• تُعَدُّ البطّارياتُ من التطبيقات العمليّة المهمّة للخلايا الجلفانيّة؛ إذ تحدث فيها تفاعلاتُ تأكسد واختزال تلقائيّة تتحوَّل فيها الطاقة الكيميائيّة إلى طاقة كهربائيّة.
• تختلف البطّاريات في ما بينها في مكوِّناتها، ومن ثَمَّ تختلف تفاعلات التأكسد والاختزال التي تُولِّد الطاقة الكهربائيّة فيها.

• كما في الشكل (8) الذي يبيّن أنواعًا مختلفة من البطّاريات.

بطارية الرصاص: كيف تعمل في السيارة؟

• بطّاريّة الرصاص الحِمضيّة مثالٌ على البطّاريات الثانويّة؛ أي يمكن إعادة شحنها.
• تتكوَّن من سِتِّ خلايا جلفانيّة، كلٌّ منها من ألواح من الرصاص تمثّل المِصعد، وألواح من الرصاص المغلَّف بأكسيد الرصاص ⁦PbO₂ IV⁩ تمثّل المِهبط.
• تُرَتَّبُ هذه الأقطابُ داخل وعاء بلاستيكي مقوّى بطريقة متبادلة تفصل بينها صفائح عازلة.
• وَتُغمَر في محلول حمض الكبريتيك الذي كثافته $1.28\ g/cm^3$، وتوصل الخلايا على التوالي، كما يوضِّح الشكل (9).

• أنصاف التفاعلات التي تحدث فيها:
• تفاعل المِصعد:
• $\begin{gathered}\text{Pb}_{\text{(s)}} + \text{HSO}_{4}^{-}{}_{\text{(aq)}} \\ \rightarrow \text{PbSO}_{4\text{(s)}} + \text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-}\end{gathered}$
• تفاعل المِهبط:
• $\begin{gathered}\text{PbO}_{2\text{(s)}} + 3\text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} \\ + \text{HSO}_{4}^{-}{}_{\text{(aq)}} + 2e^{-} \\ \rightarrow \text{PbSO}_{4\text{(s)}} + 2\text{H}_{2}\text{O}_{\text{(l)}}\end{gathered}$
• التفاعل الكلي:
• $\begin{gathered}\text{Pb}_{\text{(s)}} + \text{PbO}_{2\text{(s)}} + 2\text{H}^{+}{}_{\text{(aq)}} \\ + 2\text{HSO}_{4}^{-}{}_{\text{(aq)}} \rightarrow 2\text{PbSO}_{4\text{(s)}} \\ + 2\text{H}_{2}\text{O}_{\text{(l)}}\end{gathered}$
• جهد الخليّة الواحدة يساوي $2\ V$ تقريبًا؛ أي أنَّ البطّاريّة تعطي فرقَ جهد يساوي $12\ V$.

• حمض الكبريتيك يُستهلَك نتيجة استخدام البطّاريّة؛ فيؤدي ذلك إلى نقصان كثافته.
• لذلك يمكن مراقبة كفاءة البطّاريّة عن طريق قياس كثافة حمضها.
• عند شحن البطّاريّة بواسطة تيّار كهربائي؛ يُعكس تفاعل التأكسد والاختزال، ثمّ التفاعل الكُلي في البطّاريّة.
• وفي السيارات تجري عمليّة الشحن بشكل تلقائي ومستمرٍّ بواسطة مولِّد التيّار (الدينامو) المُتَّصِلِ بمحرّك السيّارة.
• يتراوح عمرُ البطّاريّة من 3–5 سنوات تقريبًا؛ إذ إنها تفقدُ صلاحيَّتَها نتيجة فقدان جزء من مكوِّناتها، مثل ⁦PbSO₄⁩ الذي يتكوَّنُ على الأقطاب.
• ويتساقط عن ألواح الرصاص نتيجة الحركة المستمرَّة للمركَبات على الطرق، فلا يدخل في التفاعل العكسي الذي يؤدي إلى إعادة شحن البطّاريّة.

بطارية الليثيوم: لماذا تشغّل هواتفنا وسياراتنا؟

• تُعَدُّ بطّاريّة أيون الليثيوم من أكثر أنواع البطّاريات استخدامًا في الوقت الحاضر، وقد استُخدمت للمرَّة الأولى عام 1991.
• واليوم هي مصدر الطاقة الرئيس لكثير من وسائل التكنولوجيا؛ إذ تُستخدَم في السيارات الكهربائيّة والحواسيب والهواتف المحمولة وعدد من الأجهزة الكهربائيّة الاستهلاكيّة، كما في الشكل (10).

فمِمّ تتكوَّن هذه البطارية؟ وما تفاعلاتها وميزاتها؟

• تتكوَّن من خلايا عدّة متصلة بعضها ببعض، تتكوَّن كلٌّ منها من ثلاثة مكوِّنات رئيسة:
• المِصعد (القطب السالب): يتكوَّن عادةً من الجرافيت الذي يحمل ذرّات الليثيوم وأيوناته دون التأثير فيها.
• المِهبط (القطب الموجب): يتكوَّن من بلّورات لأكسيد عنصر انتقالي، مثل أكسيد الكوبلت ⁦IV (CoO₂)⁩ الذي يمكنه أيضًا حمل أيونات الليثيوم، كما في الشكل (11).
• المحلول الإلكتروليتي: محلول لامائي لأحد أملاح الليثيوم ومذيب عضوي يذوب فيه الملح، وعادةً يُستخدَم ⁦LiPF₆⁩ مُذابًا في كربونات الإيثيلين ⁦CH₂CH₂CO₃⁩.

• تولِّدُ خلايا أيون الليثيوم الكهرباءَ من خلال تفاعل التأكسد والاختزال الآتي:
• نصف تفاعل التأكسد:
• $\text{Li} \rightarrow \text{Li}^{+} + e^{-}$
• نصف تفاعل الاختزال:
• $\text{Li}^{+} + \text{CoO}_{2} + e^{-} \rightarrow \text{LiCoO}_{2}$
• التفاعل الكلي:
• $\begin{gathered}\text{Li} + \text{CoO}_{2} \rightarrow \text{LiCoO}_{2} \\ E_{cell} = 3.4\ V\end{gathered}$

• عند المِصعد تتأكسدُ ذرّات الليثيوم متحوِّلة إلى أيونات ⁦Li⁺⁩، تنتقل عبرَ المحلول الإلكتروليتي باتجاه المِهبط.
• الإلكترونات تتحرَّك عبرَ الدارة الخارجيّة من المِصعد إلى المِهبط.
• عند المِهبط تختزِل أيونات الكوبلت من ⁦Co⁴⁺⁩ في أكسيد الكوبلت ⁦CoO₂⁩ إلى ⁦Co³⁺⁩، ويتكون أيون ⁦CoO₂⁻⁩ الذي يرتبط مع أيون ⁦Li⁺⁩ مكونًا ⁦LiCoO₂⁩.
• وهي عمليّة ينعكس مسارها خلال شحن البطّاريّة، فتتأكسد أيونات الكوبلت من ⁦Co³⁺⁩ في ⁦LiCoO₂⁩ إلى ⁦Co⁴⁺⁩.
• وتتحرَّك أيونات الليثيوم ⁦Li⁺⁩ عبرَ المحلول الإلكتروليتي باتجاه نصف خليّة الجرافيت حيث تُختزَل.

• ميزات البطّاريّة: لليثيوم أقلُّ جهد اختزال معياري؛ أي أنه أقوى عامل مختزل.
• وهو أخفُّ عنصر فِلزّي: $6.941\ \text{g}$ منه (كتلته الموليّة) كافية لإنتاج 1 مول من الإلكترونات.
• فالبطّاريّة خفيفة الوزن، وكثافة طاقتها عالية، ويمكن إعادة شحنها مئات المرّات.