Histudy is a education website template. You can customize all.

عربة التسوق

المجموع: 0,00 د.ا
عرض العربة
اتمام الطلب
الدرس الثالث: خلايا التحليل الكهربائي + محاكيات تفاعلية

الدرس الثالث: خلايا التحليل الكهربائي

الثانوي - الصف الثاني عشر - المسار الأكاديمي

إعداد المعلم أ. عبدالفتاح مطر
شرح الدرس (صوت)

الدرس الثالث: خلايا التحليل الكهربائي

١. المفهوم والفكرة الرئيسية

خلية التحليل الكهربائي: هي خلية كهروكيميائية تُستخدم فيها الطاقة الكهربائية (مصدر خارجي) لإحداث تفاعل تأكسد واختزال غير تلقائي.

الخلية الجلفانية تفاعل تلقائي ← ينتج كهرباء
خلية التحليل الكهربائي كهرباء ← تفاعل غير تلقائي

٢. مكونات الخلية وآلية العمل

المصعد (Anode) - القطب الموجب (+)

  • يتصل بالقطب الموجب للبطارية.
  • تنجذب إليه الأيونات السالبة (الأنيونات).
  • يحدث عنده تفاعل التأكسد (فقد إلكترونات).

المهبط (Cathode) - القطب السالب (-)

  • يتصل بالقطب السالب للبطارية.
  • تنجذب إليه الأيونات الموجبة (الكاتيونات).
  • يحدث عنده تفاعل الاختزال (كسب إلكترونات).

مصدر الطاقة (جهد البطارية اللازم)

لإحداث التحليل الكهربائي، يجب توصيل الخلية بمصدر جهد خارجي (بطارية). الشرط الأساسي هو أن يكون جهد البطارية أكبر قليلاً من جهد الخلية الجلفانية العكسي المتوقع.

الشرط الرياضي: Ebattery > E°cell

تعمل البطارية على "ضخ" الإلكترونات من المصعد إلى المهبط عكس اتجاهها التلقائي.

محاكاة التحليل الكهربائي:

شاهد كيف تتجه الأيونات الموجبة نحو المهبط وتترسب، بينما تتجه الأيونات السالبة نحو المصعد وتتصاعد كغاز.

٣. التحليل الكهربائي للمصهورات (Molten Salts)

ما هو المصهور؟

هو مركب أيوني في الحالة السائلة نتج عن صهره بالحرارة العالية (دون وجود ماء). في المصهور، تكون الأيونات حرة الحركة مما يسمح بمرور التيار الكهربائي.

عند صهر الملح الأيوني، تتفكك الشبكة البلورية وتصبح الأيونات حرة الحركة.

مثال ١: مصهور كلوريد الصوديوم (NaCl)

عند المهبط (-):

تُختزل أيونات الصوديوم:

Na⁺(l) + e⁻ → Na(l) (E° = -2.71 V)

ينتج فلز الصوديوم.

عند المصعد (+):

تتأكسد أيونات الكلوريد:

2Cl⁻(l) → Cl₂(g) + 2e⁻ (E°ox = -1.36 V)

يتصاعد غاز الكلور.

التفاعل الكلي:
2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)
E°cell = -4.07 V

جهد الخلية سالب، أي يحتاج لجهد خارجي > 4.07V.

مثال ٢: مصهور بروميد الرصاص (PbBr₂)

عند المهبط (-) الاختزال:
Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb(l) (E° = -0.13 V)

يترسب رصاص منصهر (فضي).

عند المصعد (+) التأكسد:
2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻ (E° = +1.07 V)

تتصاعد أبخرة البروم (بنية حمراء).

E°cell = -0.13 - 1.07 = -1.20 V

يحتاج جهد بطارية > 1.20 V.

مثال ٣: مصهور كلوريد المغنيسيوم (MgCl₂)

عند المهبط (-) الاختزال:
Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(l) (E° = -2.37 V)

ينتج فلز المغنيسيوم.

عند المصعد (+) التأكسد:
2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ (E° = +1.36 V)

يتصاعد غاز الكلور.

E°cell = -2.37 - 1.36 = -3.73 V

يحتاج جهد بطارية > 3.73 V.

٤. التحليل الكهربائي للمحاليل المائية

ما هو المحلول المائي؟

هو مخلوط متجانس ناتج عن إذابة مادة (ملح) في الماء. هنا، تكون الأيونات حرة الحركة، ولكن يوجد أيضاً جزيئات الماء التي قد تشارك في التفاعل.

المنافسة مع الماء!

في المحاليل المائية، يوجد الماء (H₂O) بالإضافة إلى أيونات الملح. الماء يمكن أن يتأكسد أو يختزل، لذا يحدث تفاعل منافسة يعتمد على جهود الاختزال المعيارية (E°).

قواعد التنافس (من يربح؟)

عند المهبط (الاختزال):

الأعلى في جهد الاختزال (E°) هو الذي يختزل.

  • إذا كان الفلز نشطاً جداً (Na, K, Mg, Al) ← الماء يختزل وينتج H₂.
    2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (E° = -0.83 V)
  • إذا كان الفلز نبيلاً (Cu, Ag) ← الفلز يختزل ويترسب.
عند المصعد (التأكسد):

الأقل في جهد الاختزال (أو الأسهل تأكسداً) هو الذي يتأكسد.

  • الهالوجينات (Cl⁻, Br⁻, I⁻) ← تتأكسد (تتصاعد غازات).
  • أنيونات آخرى (SO₄²⁻, NO₃⁻) ← الماء يتأكسد وينتج O₂.
    2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ (E°ox = -1.23 V)

مثال ١: محلول كلوريد الصوديوم (NaCl)

عند المهبط: المنافسة بين Na⁺ والماء.

Na⁺ + e⁻ → Na (E° = -2.71 V)
2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (E° = -0.83 V)

الماء أسهل اختزالاً ← يتصاعد غاز الهيدروجين (H₂).

عند المصعد: المنافسة بين Cl⁻ والماء.

2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ (E°ox = -1.36 V)
2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ (E°ox = -1.23 V)

رغم تقارب القيم، يتأكسد الكلوريد (بسبب تأثير التركيز) ← يتصاعد غاز الكلور (Cl₂).

الناتج النهائي في الوعاء: أيونات Na⁺ و OH⁻ (محلول هيدروكسيد الصوديوم).

مثال ٢: محلول كبريتات النحاس (CuSO₄)

(باستخدام أقطاب خاملة مثل الجرافيت)

عند المهبط (-) الاختزال:

المنافسة بين Cu²⁺ والماء.

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) (E° = +0.34 V)

جهد اختزال النحاس أعلى من الماء، لذا يترسب النحاس (طبقة حمراء).

عند المصعد (+) التأكسد:

المنافسة بين SO₄²⁻ والماء.

2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ (E°ox = -1.23 V)

الكبريتات صعبة التأكسد، لذا يتأكسد الماء ويتصاعد غاز الأكسجين.

الناتج في المحلول:

تتبقى أيونات H⁺ و SO₄²⁻ (يصبح المحلول حمضياً H₂SO₄).

مثال ٣: تحليل الماء كهربائياً

(ماء محمض بقطرات H₂SO₄ لزيادة التوصيل)

عند المهبط (-):
2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g)

يختزل الهيدروجين ويتصاعد غاز H₂.

عند المصعد (+):
2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

يتأكسد الماء ويتصاعد غاز الأكسجين O₂.

ملاحظة:

حجم غاز الهيدروجين الناتج ضعف حجم غاز الأكسجين (2:1).

٥. تطبيقات التحليل الكهربائي

1. الطلاء الكهربائي

تغطية فلز بطبقة رقيقة من فلز آخر (مثل طلاء الملاعق بالفضة) للحماية من التآكل أو للزينة.

المهبط: المادة المراد طلاؤها.
المصعد: الفلز المراد الطلاء به.

2. تنقية الفلزات

تنقية النحاس غير النقي (المصعد) لترسيب نحاس نقي جداً (99.9%) عند المهبط لاستخدامه في الأسلاك.

3. استخلاص الفلزات

استخلاص الفلزات النشطة (الصوديوم، الألمنيوم، المغنيسيوم) من خاماتها المصهورة.

لماذا نستخدم التحليل الكهربائي لاستخلاص الفلزات؟

تستخدم هذه الطريقة لاستخلاص الفلزات النشطة جداً (مثل K, Na, Ca, Mg, Al) التي تقع في قمة سلسلة النشاط الكيميائي.
هذه الفلزات تمسك بمركباتها بقوة كبيرة، ولا يمكن للعوامل المختزلة العادية (مثل الكربون/الفحم) أن تنتزعها من خاماتها. لذا، نستخدم "الإلكترونات" (التيار الكهربائي) كمصدر طاقة قوي لإجبار أيونات الفلز على الاختزال والعودة لحالتها النقية.

دراسة حالة: استخلاص الألمنيوم (عملية هول-هيرولت)

يستخلص الألمنيوم من خام البوكسيت (Al₂O₃). نظراً لدرجة انصهاره العالية جداً (2050°C)، يذاب في مصهور الكريوليت (Na₃AlF₆) لخفض درجة الانصهار إلى حوالي 950°C لتوفير الطاقة.

عند المهبط (جدار الوعاء - غرافيت):

تختزل أيونات الألمنيوم:

Al³⁺ + 3e⁻ → Al(l)

يترسب الألمنيوم المصهور في قاع الخلية ويسحب من فتحة خاصة.

عند المصعد (أقطاب غرافيت):

تتأكسد أيونات الأكسيد:

2O²⁻ → O₂ + 4e⁻

يتفاعل الأكسجين الناتج مع أقطاب الغرافيت (C) مكوناً CO₂، لذا تتآكل الأقطاب ويجب استبدالها دورياً.

التفاعل الكلي: 2Al₂O₃ + 3C → 4Al + 3CO₂

٦. الإثراء والتوسع: إعادة تدوير البطاريات

1. أهمية إعادة التدوير

  • استعادة الفلزات النفيسة: مثل الليثيوم (Li)، الكوبالت (Co)، والنيكل (Ni).
  • تقليل التلوث البيئي: منع تسرب المواد السامة إلى التربة والمياه الجوفية.
  • حفظ الموارد الطبيعية: تقليل الحاجة لعمليات التعدين المكلفة والملوثة.

2. خطوات إعادة تدوير بطاريات أيون الليثيوم

  1. التفكيك اليدوي: فصل الغلاف والمكونات البلاستيكية.
  2. الطحن (Crushing): تحويل المكونات الداخلية إلى مسحوق أسود.
  3. الفصل الفيزيائي: فصل المواد المغناطيسية والبلاستيك عن المسحوق المعدني.
  4. الفصل الكيميائي: استخدام الأحماض والتحليل الكهربائي لاستخلاص الفلزات.

3. التحليل الكهربائي في إعادة التدوير

تستخدم خلايا التحليل الكهربائي لترسيب الفلزات النقية من المحاليل المعالجة.

استعادة الليثيوم (Li):

الكتروليت يحتوي أيونات Li⁺ ← يترسب Li.

Li⁺ + e⁻ → Li(s)
استعادة الكوبالت (Co):

من محلول أيونات Co²⁺.

Co²⁺ + 2e⁻ → Co(s)

نصائح ذهبية للدراسة

1. المقارنة هي المفتاح:

دائماً قارن بين الخلية الجلفانية والتحليل الكهربائي. تذكر أن الإشارات تنعكس (المصعد موجب في التحليل، سالب في الجلفانية)، لكن التفاعل نفسه (المصعد = تأكسد، المهبط = اختزال) يبقى ثابتاً.

2. قواعد المنافسة في المحاليل:
  • عند المهبط: إذا كان الفلز نشطاً (مجموعات 1, 2, Al)، يختزل الماء وينتج H₂. إذا كان غير نشط (Cu, Ag)، يختزل الفلز.
  • عند المصعد: الهالوجينات (Cl, Br, I) تتأكسد أولاً. إذا لم توجد، يتأكسد الماء وينتج O₂.
3. استخلاص الألمنيوم:

ركز على دور الكريوليت (خفض درجة الانصهار) وسبب تآكل أقطاب الجرافيت (تفاعل C مع O₂ الناتج).

4. المصهور vs المحلول:

انتبه جيداً لحالة المادة في السؤال (مصهور أم محلول)، فالنواتج تختلف كلياً بوجود الماء.

مرحباً، مرحبًا بعودتك!
نسيت كلمة السر؟
ليس لديك حساب؟
سجّل الآن