خلايا التأكسد والاختزال

يتوقع من الطلبة بعد دراسة هذه الوحدة، والتفاعل مع أنشطتها أن يكونوا قادرين على توظيف دراسة تفاعلات التأكسد والاختزال في تصميم الخلايا الجلفانية وخلايا التحليل الكهربائي، من خلال تحقيق الآتي:

• تصميم خلايا جلفانية بطريقة آمنة، وحساب جهدها.
• توظيف السلسلة الكهروكيميائية للتنبؤ بنواتج التحليل الكهربائي لمحاليل المواد الأيونية ومصاهيرها.
• تصميم خلية تحليل كهربائي لإجراء عملية طلاء كهربائي.
• حساب كمية المواد الناتجة في خلايا التحليل الكهربائي.

يقوم مبدأ عمل الخلايا الجلفانية على تفاعلات التأكسد والاختزال، وتنتقل الإلكترونات في هذه التفاعلات من العوامل المختزلة إلى العوامل المؤكسدة، ويتم هذا الانتقال إذا اختلطت المواد المتفاعلة في وعاء واحد. نفذ النشاط (6-1)، لنتعرف أحد هذه التفاعلات.

1. اكتب المعادلة الأيونية الصافية التي تمثل التفاعل السابق.
2. ما العامل المختزل؟ وما العامل المؤكسد في التفاعل؟
3. اكتب معادلة نصف تفاعل التأكسد.
4. اكتب معادلة نصف تفاعل الاختزال.
5. اكتب المعادلة الكلية التي تمثل هذا التفاعل.

تبين لك أن كل ذرة من ذرات النحاس فقدت إلكترونين (تأكسدت)، وتسمى عاملاً مختزلاً، وأن أيونات الفضة اكتسب كل منها إلكتروناً واحداً، وترسبت على شكل ذرات من الفضة (اختزلت)، وتسمى نترات الفضة عاملاً مؤكسداً.

يمكن الحصول على تيار كهربائي من تفاعلات التأكسد والاختزال المشابهة للتفاعل في النشاط (6-1) إذا توفر نظام ملائم، وأمكن فصل نصف تفاعل التأكسد عن نصف تفاعل الاختزال باستخدام وعاءين منفصلين، دون السماح باختلاط المواد المتفاعلة، كما هو مبين في النشاط (6-2).

1. ضع 100 مل من محلول كبريتات النحاس ⁦(II)⁩ في الكأس الأولى، واغمس بها صفيحة النحاس.
2. ضع 100 مل من محلول كبريتات الخارصين في الكأس الثانية، واغمس بها صفيحة الخارصين.
3. املأ الأنبوب على شكل ⁦U⁩ بمحلول كلوريد البوتاسيوم وسد طرفيه بقطن (تأكد من عدم وجود فقاعات هوائية في الأنبوب).
4. ركب الجهاز كما في الشكل (6-2).

5. أغلق الدارة الكهربائية، ثم راقب مؤشر الفولتميتر وسجل قراءته.

يقيس جهاز الفولتميتر جهد الخلية الكلي بين قطبي الخلية الجلفانية في النشاط (2-6)، ولا توجد أداة تستطيع قياس جهد الأقطاب مفردة، لذلك لجأ العلماء لاستخدام قطب الهيدروجين القياسي. تمعّن الشكل (6-3) ولاحظ أجزاء القطب القياسي.

والآن أجب عن الأسئلة الآتية:

1. ما دلالة انحراف مؤشر الفولتميتر؟
2. ما مقدار القوة الدافعة الكهربائية (الفولتية) التي قاسها الفولتميتر؟
3. قم بإزالة الجسر الملحي، ماذا تلاحظ؟ فسّر إجابتك.

يدل انحراف مؤشر الفولتميتر على سريان التيار الكهربائي من صفيحة الخارصين نحو صفيحة النحاس عبر أسلاك التوصيل، ويستدل من ذلك أن تفاعل التأكسد الآتي قد حدث على صفيحة الخارصين: $Zn_{(s)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^-$

إذ فقدت ذرات الخارصين إلكترونات، وتحولت إلى أيونات موجبة تنتشر في المحلول، وتسمى صفيحة الخارصين (المصعد)، وتكون شحنته سالبة (القطب السالب)، أما على صفيحة النحاس فيتوقع أن يحدث تفاعل الاختزال الآتي: $Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^- \longrightarrow Cu_{(s)}$

وتسمى صفيحة النحاس (المهبط)، وتكون شحنته موجبة (القطب الموجب). ويقوم الجسر الملحي (القنطرة الملحية) بإغلاق الدارة الكهربائية عبر السماح بانتقال أيونات الكلور السالبة نحو نصف خلية الخارصين لمعادلة أيونات الخارصين الزائدة هناك، أما أيونات البوتاسيوم فتنتقل من الجسر الملحي نحو نصف خلية النحاس لمعادلة أيونات الكبريتات الزائدة، وبذلك يتم الحفاظ على اتزان الخلية الكهربائي، وتكون المعادلة الكلية للتفاعل الذي تم في تلك الخلية الكهروكيميائية: $Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$

يسمى هذا النوع من الخلايا الكهروكيميائية الذي تتحول فيه الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية في الخلايا الجلفانية أو الخلايا الفولتية، وتمثل قراءة الفولتميتر التي سجلتها جهد الخلية الجلفانية، وهي القوة الدافعة الكهربائية (الفولتية) التي تسبب انتقال الإلكترونات في سلك التوصيل.

: ماذا يحدث لكل من: كتلة صفيحة الخارصين، وكتلة صفيحة النحاس؟ فسّر إجابتك. واتفق العلماء أن جهد الاختزال وجهد التأكسد القياسي لهذا القطب (ويرمز لهذا الجهد بالرمز $E^o$) يساوي صفراً في الظروف المعيارية (تركيز 1 مول/لتر للأيونات، و 1 ضغط جوي للغازات ودرجة حرارة 25 $^\circ$س)، انظر للمعادلتين الآتيتين:

$2H^+_{(aq)} + 2e^- \longrightarrow H_{2(g)} \quad E^o = 0 \text{ v}$ $H_{2(g)} \longrightarrow 2H^+_{(aq)} + 2e^- \quad E^o = 0 \text{ v}$

ماذا يحدث عند اقتران قطب الهيدروجين القياسي بنصف خلية نحاس في الظروف القياسية؟ للتعرف على ذلك قم بتنفيذ نشاط (3-6).

1. أي القطبين يمثل المهبط؟ وأيهما يمثل المصعد؟
2. ما اتجاه انتقال الإلكترونات في السلك الخارجي؟ وما اتجاه انتقال الأيونات عبر الجسر الملحي؟

   تبين لك من الشكل (6-4) أن الإلكترونات انتقلت من قطب الهيدروجين نحو قطب النحاس، وهذا يعني أن جزيئات الهيدروجين قد تأكسدت (فقدت إلكترونات) على القطب القياسي (المصعد)، بينما اختزلت أيونات النحاس (اكتسبت إلكترونات) على صفيحة النحاس (المهبط). ويستدل من ذلك أن ميل أيونات النحاس $Cu^{2+}$ للاختزال كان أكبر من ميل أيونات الهيدروجين $H^+$ للاختزال، وبذلك سيكون جهد اختزال النحاس أعلى من جهد اختزال الهيدروجين. ولأن الفولتية المقاسة تساوي 0.34 فولت في الظروف القياسية، وتمثل الفرق بين جهد اختزال أيونات الهيدروجين وجهد اختزال أيونات النحاس، فإن جهد اختزال أيونات النحاس سيكون + 0.34 فولت.

• أ. قارن بين ميل كل من النحاس والهيدروجين للتأكسد، واستنتج من ذلك جهد تأكسد النحاس.
• ب. ما العلاقة بين جهد اختزال أيونات النحاس وجهد تأكسد النحاس؟

تمكن العلماء في تجارب مشابهة من حساب جهد الاختزال للعديد من أنصاف التفاعلات في الظروف القياسية، وتم ترتيب أنصاف التفاعلات وجهود اختزالها القياسية في جدول يعرف باسم (السلسلة الكهروكيميائية)، ويظهر جزء منها في جدول (6-1).

جدول (6-1): جهود الاختزال القياسية عند درجة حرارة 25 $^\circ$س

1. ارسم خلية جلفانية يقترن فيها قطب الهيدروجين القياسي مع نصف خلية خارصين:

• حدّد عليها: المصعد، والمهبط، واتجاه سريان التيار الكهربائي في السلك الخارجي.
• استخدم الجدول (6-1) للتنبؤ بقراءة الفولتميتر.
• اكتب معادلة نصف تفاعل التأكسد، ومعادلة نصف تفاعل الاختزال.
• اكتب المعادلة الكلية للتفاعل في الخلية الجلفانية.

2. ارسم خلية جلفانية يكون قطباها من الخارصين والفضة، وحدّد على الرسم: المصعد، والمهبط، واتجاه سريان التيار الكهربائي فيها.

   يستخدم مخطط الخلية الاصطلاحي للتعبير عن الخلية الجلفانية (خارصين- فضة) التي قمت برسمها:

$Zn_{(s)} \mid Zn^{2+}_{(aq)} \parallel Ag^+_{(aq)} \mid Ag_{(s)}$ المصعد | الجسر الملحي | المهبط نصف خلية التأكسد | نصف خلية الاختزال

عبّر عن الخلية الجلفانية (خارصين - هيدروجين) بمخطط اصطلاحي.

يمكن حساب جهد الخلايا الجلفانية باستخدام جهود الاختزال القياسية، كما هو موضح في الأمثلة الآتية:

يجري حالياً تطوير خلية جلفانية لاستخدامها في السيارات الكهربائية بطارية (خارصين - كلور)، والتفاعل الكلي في الخلية: $Zn_{(s)} + Cl_{2(g)} \longrightarrow ZnCl_{2(aq)}$ ما جهد الخلية القياسي $E^o$؟

الحل: عرفت من المعادلة الكلية للتفاعل أن الخارصين تأكسد والكلور اختزل، ومن الجدول (6-1) نأخذ جهد الاختزال للكلور، ونستنتج جهد تأكسد الخارصين.

(تأكسد) $Zn_{(s)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^- \quad E^o = + 0.76 \text{ v}$ (اختزال) $Cl_{2(g)} + 2e^- \longrightarrow 2Cl^-_{(aq)} \quad E^o = + 1.36 \text{ v}$ $Zn_{(s)} + Cl_{2(g)} \longrightarrow ZnCl_{2(aq)}$ $E^o$ للخلية = جهد اختزال الكلور + جهد تأكسد الخارصين

ويمكن إيجاد جهد الخلية بطرح جهد اختزال الخارصين من جهد اختزال الكلور كالآتي: $E^o$ للخلية = جهد اختزال الكلور - جهد اختزال الخارصين = ⁦1.36 - (0.76-) = 2.12⁩ فولت وأيضاً يمكن إيجاد جهد الخلية بطرح جهد تأكسد الكلور من جهد تأكسد الخارصين.

تمثل المعادلة الآتية التفاعل التلقائي الذي يحدث في إحدى الخلايا الجلفانية: $2Al_{(s)} + 3Zn^{2+}_{(aq)} \longrightarrow 2Al^{3+}_{(aq)} + 3Zn_{(s)}$ احسب جهد هذه الخلية بالاعتماد على البيانات الواردة في الجدول (6-1).

الحل: يتأكسد الألمنيوم في الخلية الجلفانية حسب المعادلة الآتية: $2 \times \{Al_{(s)} \longrightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3e^-\} \quad E^o = +1.67$ أما أيونات الخارصين فإنها تختزل حسب المعادلة الآتية: $3 \times \{Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^- \longrightarrow Zn_{(s)}\} \quad E^o = - 0.76$ المعادلة الكلية: $2 Al_{(s)} + 3Zn^{2+}_{(aq)} \longrightarrow 2Al^{3+}_{(aq)} + 3Zn_{(s)}$ $E^o$ للخلية = جهد تأكسد الألمنيوم + جهد اختزال الخارصين = ⁦1.67 - 0.76 = 0.91⁩ فولت.

احسب جهد الخلية الجلفانية في الحالتين الآتيتين:

1. $Mn_{(s)} + Pb^{2+}_{(aq)} \longrightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + Pb_{(s)}$
2. $Zn_{(s)} \mid Zn^{2+}_{(aq)} \parallel Ag^+_{(aq)} \mid Ag_{(s)}$

   لاحظ أن جهود الخلايا الجلفانية التي درستها موجب دائماً، ويدل ذلك على أن تفاعلات التأكسد والاختزال التي تتم في الخلايا الجلفانية تحدث دائماً بشكل تلقائي.

اعتماداً على جدول (6-1) أي تفاعلات التأكسد والاختزال الآتية تتم بشكل تلقائي؟

1. تفاعل الخارصين مع كبريتات المغنيسيوم.
2. تفاعل القصدير مع كبريتات ⁦II⁩ النحاس.