- أجزاء من الخلية الجلفانية
- تسيير
- تفاعلات الأكسدة والاختزال
- جسر الملح
- جهود الأكسدة والاختزال
- تمثيل رمزي لخلية كلفانية
- التطبيقات
- الخلية الجلفانية في الحياة اليومية
- بناء خلية جلفانية محلية الصنع
- المواد
- معالجة
- المراجع
في خلية كلفاني أو خلية فلطائي هو نوع من الخلايا الكهروكيميائية التي تتكون من اثنين من المعادن المختلفة منغمسين في خليتين نصف، والذي مركب في حل ينشط رد فعل تلقائي.
بعد ذلك ، يتأكسد أحد المعادن في إحدى الخلايا النصفية بينما يتقلص المعدن الموجود في النصف الآخر من الخلية ، مما ينتج عنه تبادل للإلكترونات عبر دائرة خارجية. هذا يجعل من الممكن الاستفادة من التيار الكهربائي.
الشكل 1. مخطط وأجزاء من خلية جلفانية. المصدر: corinto.pucp.edu.pe.
يأتي اسم "خلية كلفانية" تكريما لأحد رواد التجريب مع الكهرباء: الطبيب وعالم وظائف الأعضاء الإيطالي لويجي جالفاني (1737-1798).
اكتشف جالفاني في عام 1780 أنه إذا تم ربط كابلات من معادن غير متشابهة في أحد طرفيها وتم توصيل الأطراف الحرة بجزء من ضفدع (ميت) ، عندها يحدث انكماش.
ومع ذلك ، فإن أول من بنى خلية كهروكيميائية لإنتاج الكهرباء كان الإيطالي أليساندرو فولتا (1745-1827) في عام 1800 ، ومن هنا جاء الاسم البديل للخلية الفولتية.
أجزاء من الخلية الجلفانية
تظهر أجزاء الخلية الجلفانية في الشكل 1 وهي كالتالي:
1.- انوديك semicell
2.- قطب انوديك
3.- محلول انوديك
4.- الكاثود semicell
5.- قطب كاثود
6.- محلول كاثودي
7.- جسر ملحي
8.- موصل معدني
9.- الفولتميتر
تسيير
لشرح عمل الخلية الجلفانية سوف نعتمد على الخلية السفلية:
الشكل 2. نموذج تعليمي للخلية الجلفانية. المصدر: slideserve.com
الفكرة الأساسية للخلية الجلفانية هي أن المعدن الذي يخضع لتفاعل الأكسدة يتم فصله فعليًا عن المعدن الذي يتم تقليله ، بحيث يحدث تبادل الإلكترونات من خلال موصل خارجي يسمح بالاستفادة من تدفق التيار الكهربائي ، على سبيل المثال لتشغيل المصباح الكهربائي أو الصمام.
في الشكل 2 ، يوجد في نصف الخلية الأيسر شريط نحاسي معدني (Cu) مغمور في محلول كبريتات النحاس (CuS0 4) ، بينما يوجد في نصف الخلية الأيمن شريط زنك (Zn) مغمور في محلول من كبريتات الزنك (ZnSO 4).
وتجدر الإشارة إلى أنه في كل نصف خلية يوجد معدن كل واحدة في حالتين من حالات الأكسدة: الذرات المتعادلة للمعدن والأيونات المعدنية لملح نفس المعدن في المحلول.
إذا لم يتم ربط الأشرطة المعدنية بسلك موصل خارجي ، فإن كلا المعدنين يتأكسدان بشكل منفصل في الخلايا الخاصة بهما.
ومع ذلك ، نظرًا لأنها موصولة كهربائيًا ، يحدث أن تحدث الأكسدة في الزنك بينما سيكون هناك تفاعل اختزال في النحاس. وذلك لأن درجة أكسدة الزنك أكبر من درجة أكسدة النحاس.
يعطي المعدن المؤكسد إلكترونات للمعدن والتي يتم تقليلها من خلال الموصل الخارجي ويمكن تسخير تدفق التيار هذا.
تفاعلات الأكسدة والاختزال
يكون التفاعل الذي يحدث على الجانب الأيمن بين قطب معدن الزنك ومحلول كبريتات الزنك المائي كما يلي:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4) 2- + 2 e -
ذرة الزنك (الصلبة) الموجودة على سطح القطب الموجب في النصف الأيمن من الخلية ، تحفزها الأيونات الموجبة للزنك في المحلول ، تتخلى عن إلكترونين وتنطلق من القطب الكهربي ، وتنتقل إلى المحلول المائي كأيون موجب مزدوج من الزنك.
ندرك أن النتيجة النهائية كانت أن ذرة الزنك المحايدة من المعدن ، بفقدان إلكترونين ، أصبحت أيون زنك يضاف إلى المحلول المائي ، بحيث فقد قضيب الزنك ذرة واحدة و حصل المحلول على أيون مزدوج موجب.
ستفضل الإلكترونات المحررة أن تتحرك عبر السلك الخارجي باتجاه معدن نصف الخلية الآخر موجب الشحنة (الكاثود +). يفقد شريط الزنك كتلته حيث تنتقل ذراته تدريجياً إلى المحلول المائي.
يمكن تلخيص أكسدة الزنك على النحو التالي:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
يتشابه التفاعل الذي يحدث على الجانب الأيسر ، لكن النحاس في المحلول المائي يلتقط إلكترونين (من نصف الخلية الآخر) ويترسب على القطب النحاسي. عندما تلتقط ذرة الإلكترونات يقال إنها مخفضة.
تتم كتابة تفاعل اختزال النحاس على النحو التالي:
النحاس 2+ (ميلان) + 2 ه - → مكعب س (ق)
يكتسب الشريط النحاسي كتلة ، حيث تنتقل أيونات المحلول إلى الشريط.
تحدث الأكسدة عند الأنود (السالب) الذي يصد الإلكترونات ، بينما يحدث الاختزال عند القطب السالب (الموجب) الذي يجذب الإلكترونات. يحدث التبادل الإلكتروني من خلال الموصل الخارجي.
جسر الملح
يوازن جسر الملح الشحنات التي تتراكم في خليتين نصفيتين. تتراكم الأيونات الموجبة في نصف الخلية الأنودية ، بينما تبقى في الخلية الكاثودية فائض من أيونات الكبريتات السالبة.
بالنسبة لجسر الملح ، يتم استخدام محلول ملح (مثل كلوريد الصوديوم أو كلوريد البوتاسيوم) لا يتدخل في التفاعل ، وهو موجود في أنبوب مقلوب على شكل حرف U مع نهاياته موصولة بجدار من مادة مسامية.
الغرض الوحيد من جسر الملح هو ترشيح الأيونات في كل خلية ، موازنة أو معادلة الشحنة الزائدة. وبهذه الطريقة ، يتم إنتاج تيار من خلال جسر الملح ، عبر أيونات الملح التي تغلق الدائرة الكهربائية.
جهود الأكسدة والاختزال
تُفهم إمكانات الأكسدة والاختزال القياسية على أنها تلك التي تحدث عند الأنود والكاثود عند درجة حرارة 25 درجة مئوية ومع حلول تركيز 1M (ضرس واحد).
بالنسبة للزنك ، تكون إمكانية الأكسدة القياسية الخاصة بها هي E ox = +0.76 V. بينما ، فإن احتمال الاختزال القياسي للنحاس هو E red = +0.34 V.: emf = +0.76 فولت + 0.34 فولت = 1.1 فولت.
يمكن كتابة رد الفعل الشامل للخلية الجلفانية على النحو التالي:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
مع أخذ الكبريتات في الاعتبار ، يكون التفاعل الصافي:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4) 2- + Cu o (s)
الكبريتات متفرج ، بينما المعادن تتبادل الإلكترونات.
تمثيل رمزي لخلية كلفانية
يتم تمثيل الخلية الجلفانية في الشكل 2 بشكل رمزي على النحو التالي:
الزنك س (ق) -Zn 2+ (عبد القدير) (1M) - النحاس 2+ (عبد القدير) (1M) -Cu س (ق)
وفقًا للاتفاقية ، يوضع المعدن الذي يتأكسد ويشكل الأنود (-) دائمًا على اليسار ، ويتم فصل أيونه في الحالة المائية بشريط (-). يتم فصل خلية نصف أنوديك عن الخلية الكاثودية بقطعتين (-) يمثلان جسر الملح. على اليمين يتم وضع نصف الخلية المعدنية التي يتم تقليلها وتشكل الكاثود (+).
في التمثيل الرمزي للخلية الجلفانية ، يكون أقصى اليسار دائمًا هو المعدن المؤكسد والمعدن الذي يتم تقليله يوضع في أقصى اليمين (في الحالة الصلبة). وتجدر الإشارة إلى أنه في الشكل 2 ، تكون الخلايا النصفية في وضع عكسي فيما يتعلق بالتمثيل الرمزي التقليدي.
التطبيقات
بمعرفة إمكانات الأكسدة القياسية للمعادن المختلفة ، من الممكن تحديد القوة الدافعة الكهربائية التي ستنتجها الخلية الجلفانية المبنية بهذه المعادن.
في هذا القسم ، سوف نطبق ما ورد في الأقسام السابقة لحساب القوة الدافعة الكهربائية الصافية لخلية مبنية من معادن أخرى.
كمثال على التطبيق نعتبر خلية كلفانية من الحديد (Fe) والنحاس (Cu). كبيانات ، يتم إعطاء تفاعلات الاختزال التالية وإمكانات التخفيض القياسية ، أي عند تركيز 25 درجة مئوية و 1 م:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). شبكة E1 = -0.44 فولت
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 أحمر = +0.34 فولت
يطلب إيجاد القوة الدافعة الكهربائية الصافية الناتجة عن الخلية الجلفانية التالية:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
في هذه الخلية ، يتأكسد الحديد وهو أنود الخلية الجلفانية ، بينما يتناقص النحاس وهو القطب السالب. إن جهد أكسدة الحديد مساوٍ لكن عكس إمكانية اختزاله ، أي E1 oxd = +0.44.
للحصول على القوة الدافعة الكهربائية التي تنتجها هذه الخلية الجلفانية ، نضيف إمكانات أكسدة الحديد مع إمكانية اختزال النحاس:
emf = E1 oxd + E2 أحمر = -E1 أحمر + E2 أحمر = 0.44 فولت + 0.34 فولت = 0.78 فولت.
الخلية الجلفانية في الحياة اليومية
تختلف الخلايا الجلفانية للاستخدام اليومي بشكل كبير عن الشكل المستخدم كنموذج تعليمي ، لكن مبدأ عملها هو نفسه.
الخلية الأكثر استخدامًا هي البطارية القلوية 1.5 فولت في عروضها التقديمية المختلفة. يأتي الاسم الأول لأنه مجموعة من الخلايا متصلة في سلسلة من أجل زيادة emf.
تعتمد بطاريات الليثيوم القابلة لإعادة الشحن أيضًا على نفس مبدأ العمل مثل الخلايا الجلفانية وهي تلك المستخدمة في الهواتف الذكية والساعات والأجهزة الأخرى.
بالطريقة نفسها ، بطاريات الرصاص للسيارات والدراجات النارية والقوارب بجهد 12 فولت وتستند إلى نفس مبدأ التشغيل للخلية الجلفانية.
تستخدم الخلايا الجلفانية في الجماليات وتجديد العضلات. هناك علاجات للوجه تتكون من تطبيق تيار من خلال قطبين على شكل بكرة أو كرة لتنظيف البشرة وتوحيدها.
تُستخدم النبضات الحالية أيضًا لتجديد العضلات لدى الأشخاص الذين هم في حالة سجود.
بناء خلية جلفانية محلية الصنع
هناك طرق عديدة لبناء خلية جلفانية محلية الصنع. من أبسط الطرق استخدام الخل كمحلول ومسامير فولاذية وأسلاك نحاسية.
المواد
- أكواب بلاستيكية يمكن التخلص منها
-خل أبيض
- عدد اثنين من البراغي الصلب
- قطعتين من الأسلاك النحاسية العارية (بدون عزل أو ورنيش)
الفولتميتر
معالجة
- املأ ¾ أجزاء من الكوب بالخل.
- قم بتوصيل المسمارين الفولاذيين بعدة لفات من الأسلاك ، تاركًا قطعة من الأسلاك غير ملفوفة.
يتم ثني الطرف غير الملفوف للسلك النحاسي في شكل U مقلوب بحيث يستقر على حافة الزجاج ويتم غمر البراغي في الخل.
الشكل 3. خلية جلفانية محلية الصنع ومتعدد. المصدر: youtube.com
يتم أيضًا ثني قطعة أخرى من الأسلاك النحاسية في شكل U مقلوب ويتم تعليقها على حافة الزجاج في وضع معاكس تمامًا للبراغي المغمورة ، بحيث يكون جزء من النحاس داخل الخل والجزء الآخر من السلك النحاسي بالخارج. من الزجاج.
يتم توصيل الأطراف الحرة لأسلاك الفولتميتر لقياس القوة الدافعة الكهربائية التي تنتجها هذه الخلية البسيطة. emf لهذا النوع من الخلايا هو 0.5V. لموازنة emf للبطارية القلوية ، من الضروري بناء خليتين أخريين والانضمام إلى الثلاثة في السلسلة ، بحيث يتم الحصول على بطارية بجهد 1.5 فولت
المراجع
- بورنيو ، R. الخلايا الكلفانية والإلكتروليتية. تم الاسترجاع من: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón، J. الكيمياء العامة. PUCP. تم الاسترجاع من: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera، L. مقدمة في الكيمياء الكهربائية. قسم الكيمياء الفيزيائية UNAM. تم الاسترجاع من: depa.fquim.unam.mx.
- ويكيبيديا. الخلية الكهروكيميائية. تم الاسترجاع من: es.wikipedia.com.
- ويكيبيديا. خلية جلفانية. تم الاسترجاع من: es.wikipedia.com.