الدرس الثاني: الخلايا الجلفانية - كامل مع المحاكيات

الدرس الثاني: الخلايا الجلفانية

الثانوي - الصف الثاني عشر - المسار الأكاديمي

إعداد المعلم أ. عبدالفتاح مطر

شرح الدرس (صوت)

١. مقدمة: الخلايا الكهروكيميائية

الخلايا الكهروكيميائية: هي أنظمة وأجهزة يحدث فيها تحول متبادل بين الطاقة الكيميائية والطاقة الكهربائية من خلال تفاعلات التأكسد والاختزال.

أنواع الخلايا الكهروكيميائية:

1. الخلايا الجلفانية (Galvanic Cells)

تحول الطاقة الكيميائية إلى كهربائية.
يحدث التفاعل بشكل تلقائي (E° > 0).
تنتج تياراً كهربائياً.
مثال: البطاريات بأنواعها.

2. خلايا التحليل الكهربائي (Electrolytic Cells)

تحول الطاقة الكهربائية إلى كيميائية.
يحدث التفاعل بشكل غير تلقائي (E° < 0).
تستهلك تياراً كهربائياً لإحداث تفاعل كيميائي.
مثال: طلاء المعادن، شحن البطارية.

الفكرة الرئيسية للدرس (الخلايا الجلفانية)

سيركز هذا الدرس على النوع الأول: الخلايا الجلفانية، وهي التي تنتج الكهرباء من تفاعلات كيميائية.

أهم التطبيقات:

البطاريات الجافة (الساعات، الألعاب).
بطاريات السيارات (الرصاص الحمضية).
البطاريات القابلة للشحن (الليثيوم أيون).
خلايا الوقود.

٢. مكونات ومبدأ عمل الخلية الجلفانية

تتكون أبسط خلية جلفانية (مثل خلية دانيال) من وعاءين منفصلين يسمى كل منهما "نصف خلية"، متصلين ببعضهما.

المصعد (Anode) - القطب السالب

يحدث عنده تفاعل التأكسد (فقد إلكترونات).
تنتقل الإلكترونات منه عبر السلك الخارجي.
تقل كتلة صفيحة المصعد بمرور الوقت (ذوبان).
مثال (زنك): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

المهبط (Cathode) - القطب الموجب

يحدث عنده تفاعل الاختزال (كسب إلكترونات).
تنتقل الإلكترونات إليه عبر السلك الخارجي.
تزداد كتلة صفيحة المهبط بمرور الوقت (ترسب).
مثال (نحاس): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

دور القنطرة الملحية (Salt Bridge):

أنبوب على شكل حرف U يحتوي على محلول ملحي مشبع (مثل KCl). وظيفتها:

إغلاق الدائرة الكهربائية.
الحفاظ على التعادل الكهربائي في نصفي الخلية (الأيونات السالبة تتحرك نحو المصعد، والموجبة نحو المهبط).

محاكاة الخلية الجلفانية (خلية دانيال)

شاهد حركة الإلكترونات من الزنك إلى النحاس، وتفاعل الأيونات في المحلول.

عند المصعد (Zn - Anode):

يحدث تأكسد للزنك (ذوبان). تتحرك أيونات Cl⁻ من القنطرة نحو هذا الوعاء لمعادلة الشحنة الموجبة الزائدة.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻

عند المهبط (Cu - Cathode):

يحدث اختزال لأيونات النحاس (ترسب). تتحرك أيونات K⁺ من القنطرة نحو هذا الوعاء لتعويض النقص في الشحنة الموجبة.

Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

٣. أمثلة شاملة على الخلايا الجلفانية

في أي خلية جلفانية، يكون الفلز الأنشط كيميائياً (الأعلى في سلسلة النشاط) هو المصعد (يتأكسد)، والفلز الأقل نشاطاً هو المهبط (تختزل أيوناته).

أولاً: خلية دانيال (Zn - Cu)

تتكون من قطب خارصين (Zn) في محلول كبريتات الخارصين، وقطب نحاس (Cu) في محلول كبريتات النحاس.

المصعد (Anode -)

الخارصين (Zn) - لأنه أنشط.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻

المهبط (Cathode +)

النحاس (Cu) - لأنه أقل نشاطاً.

Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

التفاعل الكلي:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

التعبير الاصطلاحي للخلية (Cell Notation):

طريقة مختصرة لتمثيل الخلية: (مصعد | أيون المصعد || أيون المهبط | مهبط)

Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

ثانياً: خلية النحاس والفضة (Cu - Ag)

عند وصل قطب نحاس (Cu) مع قطب فضة (Ag)، يكون النحاس هو الأنشط.

المصعد (Anode -)

النحاس (Cu).

Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻

المهبط (Cathode +)

الفضة (Ag).

2Ag⁺(aq) + 2e⁻ → 2Ag(s)

(ضربنا في 2 لموازنة الإلكترونات)

التفاعل الكلي:

Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)

التعبير الاصطلاحي للخلية:

Cu(s) | Cu²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag(s)

٤. جهد الخلية المعياري (E°cell)

هو القوة الدافعة الكهربائية التي تدفع الإلكترونات للحركة عبر السلك، ويقاس بالفولت (V).

E°_cell = E°_cathode - E°_anode

أو: جهد الخلية = جهد اختزال المهبط - جهد اختزال المصعد

مثال حسابي (خلية Zn-Cu):

E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V (Cathode)

E°(Zn²⁺/Zn) = -0.76 V (Anode)

E°cell = 0.34 - (-0.76) = +1.10 V

٥. قطب الهيدروجين المعياري (SHE)

يستخدم كمرجع لقياس جهود الاختزال لجميع العناصر الأخرى.

يتكون من صفيحة بلاتين في محلول حمض (1M H⁺) وضخ غاز H₂ (1 atm).
تم الاصطلاح على أن جهد اختزاله يساوي صفراً (0.00 V).

2H⁺(aq) + 2e⁻ ⇌ H₂(g) , E° = 0.00 V

كيف نستخدم SHE لقياس جهود الفلزات الأخرى؟

نقوم ببناء خلية جلفانية يكون أحد قطبيها هو الهيدروجين المعياري، والآخر هو الفلز المراد قياسه. قراءة الفولتميتر تمثل جهد اختزال الفلز (لأن جهد الهيدروجين صفر).

قياس جهد الاختزال المعياري

اختر الفلز (M) المراد قياسه:

٦. أمثلة حسابية متنوعة على حساب جهد الخلية المعياري

باستخدام جدول جهود الاختزال المعيارية، يمكننا حساب جهد أي خلية جلفانية وتحديد المصعد والمهبط.

مثال ١: خلية الألمنيوم والنيكل (Al - Ni)

بالرجوع للجدول:

جهد اختزال الألمنيوم (Al) = -1.66 V
جهد اختزال النيكل (Ni) = -0.23 V

تحديد الأقطاب: الجهد الأقل (-1.66) هو المصعد (تأكسد)، والجهد الأعلى (-0.23) هو المهبط (اختزال).

Anode: 2(Al → Al³⁺ + 3e⁻)

Cathode: 3(Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni)

التفاعل الكلي الموزون:

2Al(s) + 3Ni²⁺(aq) → 2Al³⁺(aq) + 3Ni(s)

حساب جهد الخلية:

E°cell = E°(cathode) - E°(anode)

E°cell = -0.23 - (-1.66) = +1.43 V

مثال ٢: خلية الفضة والرصاص (Ag - Pb)

من الجدول:

جهد اختزال الفضة (Ag) = +0.80 V
جهد اختزال الرصاص (Pb) = -0.13 V

تحديد الأقطاب: الرصاص (الأقل جهداً) هو المصعد، والفضة (الأعلى جهداً) هي المهبط.

Anode: Pb → Pb²⁺ + 2e⁻

Cathode: Ag⁺ + e⁻ → Ag

التعبير الاصطلاحي للخلية:

Pb(s) | Pb²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag(s)

حساب جهد الخلية:

E°cell = 0.80 - (-0.13) = +0.93 V

جدول جهود الاختزال المعيارية (عند 25°C)

تحليل الجدول: حسابات وتطبيقات هامة

١. تحديد الأقوى:

أقوى عامل مؤكسد: صاحب أعلى E° (الفلور F₂).
أقوى عامل مختزل: صاحب أقل E° (الليثيوم Li).

٢. حساب فرق الجهد للخلية:

أعلى فرق جهد: بين F₂ (مهبط) و Li (مصعد).
E° = 2.87 - (-3.05) = 5.92 V
أقل فرق جهد (تلقائي): بين عنصرين متتاليين (مثل Pb و Ni).
E° = -0.13 - (-0.23) = 0.10 V

٧. التنبؤ بتلقائية التفاعل

يمكن استخدام قيم جهد الخلية المحسوبة لمعرفة ما إذا كان التفاعل سيحدث تلقائياً أم لا:

E°cell > 0 التفاعل تلقائي

(تعمل كخلية جلفانية وتنتج كهرباء)

E°cell < 0 التفاعل غير تلقائي

(يحتاج مصدر طاقة خارجي ليحدث)

مثال 1: تفاعل النيكل مع الحمض (HCl)

هل يذوب النيكل في الحمض ويحرر الهيدروجين؟

Oxidation (Anode): Ni → Ni²⁺ + 2e⁻ (E° = -0.23 V)

Reduction (Cathode): 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (E° = 0.00 V)

التفاعل الكلي: Ni(s) + 2H⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + H₂(g)

E°cell = E°(cathode) - E°(anode) = 0.00 - (-0.23) = +0.23 V

التفاعل تلقائي (يحدث تفاعل ويتصاعد غاز الهيدروجين).

مثال 2: تفاعل النحاس مع الحمض (HCl)

هل يذوب النحاس في الحمض؟

Oxidation (Anode): Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ (E° = +0.34 V)

Reduction (Cathode): 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (E° = 0.00 V)

التفاعل الكلي: Cu(s) + 2H⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + H₂(g)

E°cell = 0.00 - (+0.34) = -0.34 V

التفاعل غير تلقائي (لا يذوب النحاس في الأحماض المخففة مثل HCl).

٨. مقارنة قوة العوامل المؤكسدة والمختزلة

العنصر/الأيون	E° (V)	السلوك
الليثيوم (Li)	-3.05	أقوى عامل مختزل (يميل للتأكسد بشدة)
الزنك (Zn)	-0.76	عامل مختزل متوسط
النحاس (Cu)	+0.34	عامل مؤكسد ضعيف
الفلور (F₂)	+2.87	أقوى عامل مؤكسد (يميل للاختزال بشدة)

كلما زاد جهد الاختزال E°، زادت قوة المادة كعامل مؤكسد (ميلها للاختزال).

٩. البطاريات: أنواعها وتطبيقاتها

تُعد البطاريات خلايا جلفانية تجارية تم تطويرها لتكون مصدراً متنقلاً للطاقة الكهربائية. تصنف البطاريات بناءً على إمكانية إعادة شحنها إلى نوعين رئيسيين:

أولاً: البطاريات الأولية (غير القابلة للشحن)

هي خلايا يحدث فيها تفاعل التأكسد والاختزال بشكل تلقائي وغير انعكاسي. تتوقف عن العمل عند استهلاك المواد المتفاعلة ولا يمكن إعادة شحنها.

مثال: الخلية الجافة (بطارية الخارصين-كربون)

المصعد (-): وعاء خارجي من الخارصين (Zn).
المهبط (+): عمود غرافيت (C) في الوسط محاط بعجينة من MnO₂.
الاستخدام: أجهزة التحكم، الساعات، الألعاب.

ثانياً: البطاريات الثانوية (القابلة للشحن)

تتميز بأن تفاعل التأكسد والاختزال فيها انعكاسي. يمكن إعادة المواد المتفاعلة إلى حالتها الأصلية بتمرير تيار كهربائي خارجي (عملية الشحن).

1. بطارية الرصاص الحمضية (المركم الرصاصي)

المصعد (-): ألواح شبكية من الرصاص (Pb).

Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2e⁻

المهبط (+): ألواح شبكية مملوءة بأكسيد الرصاص (PbO₂).

PbO₂ + 4H⁺ + SO₄²⁻ + 2e⁻ → PbSO₄ + 2H₂O

المحلول: حمض الكبريتيك (H₂SO₄) بتركيز عالٍ.

الجهد والتركيب:

تتكون من 6 خلايا متصلة على التوالي، جهد كل منها 2V، ليكون الجهد الكلي للبطارية 12V.

آلية إعادة الشحن:

تعمل كخلية تحليل كهربائي لعكس التفاعل. في السيارات، يقوم الدينامو (Dynamo) بتزويدها بتيار مستمر أثناء دوران المحرك لإعادة شحنها باستمرار.

2PbSO₄ + 2H₂O → Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄

العمر الافتراضي: (3-5 سنوات). تتلف نتيجة تراكم طبقة صلبة من كبريتات الرصاص لا يمكن إزالتها (تسمم البطارية) أو تساقط المادة الفعالة من الألواح. يمكن فحص كفاءتها بقياس كثافة الحمض (كثافة عالية = مشحونة).

2. بطارية أيون الليثيوم (Li-ion)

تتميز بكثافة طاقة عالية وخفة وزنها، وتعتمد على انتقال أيونات الليثيوم (Li⁺) بين الأقطاب.

المصعد (-): غرافيت (كربون) يحتوي ذرات الليثيوم (LiC₆).

LiC₆ → C₆ + Li⁺ + e⁻ (تأكسد)

المهبط (+): أكسيد فلز انتقالي (مثل CoO₂).

CoO₂ + Li⁺ + e⁻ → LiCoO₂ (اختزال)

المحلول الإلكتروليتي: ملح لليثيوم مثل LiPF₆ مذاب في مذيب عضوي مثل CH₂CH₂CO₃ (إيثيلين كربونات).

آلية العمل:

التفريغ (تشغيل الجهاز): تتحرك أيونات Li⁺ من المصعد (الغرافيت) إلى المهبط عبر المحلول، وتنتقل الإلكترونات عبر السلك الخارجي.
الشحن: يوصل مصدر كهربائي خارجي لعكس العملية، فتجبر أيونات Li⁺ على العودة من المهبط لتتخزن في المصعد مرة أخرى.

الاستخدام: الهواتف الذكية، الحواسيب المحمولة، السيارات الكهربائية (EV).

ثالثاً: خلايا الوقود (Fuel Cells)

خلايا جلفانية تنتج الكهرباء مباشرة من تفاعل وقود (مثل الهيدروجين) مع الأكسجين. تختلف عن البطاريات بأنها لا تخزن الطاقة بل تعمل مادام الوقود متوفراً.

2H₂ + O₂ → 2H₂O + Energy

الميزة: نظيفة بيئياً (الناتج ماء فقط) وكفاءة عالية. تستخدم في مركبات الفضاء وبعض السيارات الحديثة.

١٠. أسئلة شاملة للمراجعة

س١: خلية جلفانية قطباها من المغنيسيوم (Mg) والفضة (Ag). إذا علمت أن: E°(Mg²⁺/Mg) = -2.37 V و E°(Ag⁺/Ag) = +0.80 V.

حدد المصعد والمهبط.
احسب جهد الخلية المعياري (E°cell).
اكتب معادلة التفاعل الكلي.

الحل:

1. الجهد الأقل (Mg) هو المصعد (تأكسد)، والأعلى (Ag) هو المهبط (اختزال).

2. E°cell = E°(cathode) - E°(anode) = 0.80 - (-2.37) = +3.17 V.

3. Mg + 2Ag⁺ → Mg²⁺ + 2Ag

س٢: هل يمكن حفظ محلول كبريتات النحاس (CuSO₄) في وعاء من الحديد (Fe)؟ (E°(Fe²⁺/Fe) = -0.44 V, E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V)