الخلايا الإلكتروليتية: التحليل الكهربي وقانون فاراداي
درس الخلايا الإلكتروليتية: نبدأ بالفرق بينها وبين الخلية الجلفانية، ثم نتعلم ما يتكون عند كل قطب، وأخيرًا نحسب كمية الكهرباء وكتل المواد بقانون فاراداي. وفي صفحة الأسئلة تجد باقي الدرس.
الخلية الإلكتروليتية والخلية الجلفانية
| الخلية الجلفانية | الخلية الإلكتروليتية | |
|---|---|---|
| تحول الطاقة | كيميائية → كهربية | كهربية → كيميائية |
| التفاعل | تلقائي | غير تلقائي (يحتاج مصدرًا خارجيًا) |
| الأنود | سالب | موجب |
| الكاثود | موجب | سالب |
| الأكسدة | عند الأنود | عند الأنود |
| الاختزال | عند الكاثود | عند الكاثود |
- الكاتيونات تتجه دائمًا إلى الكاثود والأنيونات إلى الأنود.
- المحلول الإلكتروليتي متعادل كهربيًا، لأن مجموع شحنات الكاتيونات يساوي مجموع شحنات الأنيونات.
اعرض الحل
الأكسدة تحدث عند الأنود في الخليتين.
الإجابة (أ).
التحليل الكهربي للمصاهير والمحاليل
- في المصهور لا يوجد إلا الكاتيون والأنيون، فيتكون الفلز عند الكاثود واللافلز عند الأنود. مثال NaCl المصهور :
- الكاثود : Na⁺ + e⁻ → Na
- الأنود : 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
- الأقطاب الخاملة (جرافيت ، بلاتين) لا تتأكسد ولا تتغير كتلتها.
اعرض الحل
عند الكاثود : Na⁺ + e⁻ → Na فتزداد كتلة الكاثود.
عند الأنود : 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻ ويتصاعد غاز البروم، والبلاتين خامل فلا تتغير كتلته.
الإجابة (د).
وإذا تصاعد غاز عند قطب فهو ناتج أكسدة الأنيون عند الأنود (مثل Cl₂ أو Br₂) أو اختزال الكاتيون عند الكاثود:
اعرض الحل
الأنود : تتأكسد الأنيونات فيتكون Cl₂ عند (X) و Br₂ عند (Z).
الكاثود : تختزل الكاتيونات فيتكون Na عند (Y) و K عند (L).
الإجابة (ج).
- محلول CuCl₂ بأقطاب جرافيت : عند الكاثود Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (ترسب نحاس) وعند الأنود 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ ، فيقل تركيز Cu²⁺ ويقل لون المحلول الأزرق.
- القطب المتصل بالقطب الموجب للمصدر هو الأنود، والمتصل بالسالب هو الكاثود، حتى لو كان المصدر نفسه خلية جلفانية.
اعرض الحل
في الخلية الجلفانية Mg هو الأنود (القطب السالب) و Cu هو الكاثود (القطب الموجب).
الجرافيت (2) متصل بالقطب الموجب فهو الأنود : 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
الجرافيت (1) متصل بالقطب السالب فهو الكاثود : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
الإجابة (ج).
التحليل الكهربي للماء المحمض
- يُضاف حمض الكبريتيك لزيادة توصيل الماء.
- عند الكاثود : 2H⁺ + 2e⁻ → H₂
- عند الأنود : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
- نسبة حجم H₂ إلى O₂ المتصاعدين هي 2 : 1 ، لأن كل mol من O₂ يحتاج 4 mol إلكترونات وكل mol من H₂ يحتاج 2 mol.
اعرض الحل
عند الأنود : 2O²⁻ → O₂ + 4e⁻ (4 mol إلكترون لكل 1 mol غاز O₂)
عند الكاثود : 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂ (2 mol إلكترون لكل 1 mol غاز H₂)
عدد مولات O₂ = X ÷ 4 = 0.25X mol عند الأنود.
الإجابة (أ).
وعندما يكون القطبان من نفس الفلز في محلول ملحه (مثلًا الخارصين في ZnSO₄) يتغير الكاثود بترسب الفلز عليه:
اعرض الحل
عند الكاثود : Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn
تتكون طبقة من الخارصين على الكاثود فتزداد كتلته بمعدل ثابت (تيار ثابت الشدة).
الكتلة في البداية لا تساوي صفرًا لأن الكاثود قطب من الخارصين.
الإجابة (ب).
قانون فاراداي
- الفاراداي 1 F = 96500 C = كمية الكهرباء التي يحملها 1 mol من الإلكترونات.
- كمية الكهرباء Q = I × t (التيار بالأمبير × الزمن بالثانية).
- عدد الفاراداي = Q ÷ 96500 = عدد مولات الإلكترونات.
- كتلة المادة المترسبة = عدد الفاراداي × الكتلة المكافئة ، حيث الكتلة المكافئة = الكتلة الذرية ÷ التكافؤ (عدد الإلكترونات).
- حجم الغاز عند STP = عدد المولات × 22.4 L.
مثال : لتصاعد 355 g من غاز Cl₂ [Cl = 35.5] يلزم 5 mol (355 ÷ 71) ويلزم لكل mol غاز 2 F ، أي 10 F.
اعرض الحل
عدد مولات Cl₂ = 355 ÷ 71 = 5 mol
2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ : كمية الكهرباء = 5 × 2 = 10 F
= 10 × 96500 = 9.65 × 10⁵ C
الإجابة (ب).
خلايا متصلة على التوالي
عند توصيل عدة خلايا على التوالي تمر فيها نفس كمية الكهرباء ، فتتناسب كتلة كل مادة مع كتلتها المكافئة :
اعرض الحل
Ti⁴⁺ + 4e⁻ → Ti : عدد مولات Ti = 6 ÷ 48 = 0.125 mol
كمية الكهرباء = 0.125 × 4 = 0.5 F
Ag⁺ + e⁻ → Ag : الكتلة = 0.5 × 108 = 54 g
الإجابة (د).
ويترسب على الكاثود الفلز الأقل نشاطًا من الهيدروجين فقط ، أما في محاليل أملاح الفلزات النشطة (مثل الألومنيوم والكالسيوم) فيتصاعد الهيدروجين بدلًا منها :
اعرض الحل
الخلايا على التوالي : كمية الكهرباء واحدة.
(1) محلول Al(NO₃)₃ : يتصاعد الهيدروجين عند الكاثود ولا يترسب الألومنيوم.
(3) محلول نترات الكالسيوم : يتصاعد الهيدروجين أيضًا.
(2) Cu²⁺ : الكتلة المكافئة 31.75 g ، (4) Ag⁺ : الكتلة المكافئة 108 g
الزيادة الأكبر في كتلة الكاثود في الخلية (4).
الإجابة (د).