chemistry

‫‪ 9-3‬اكمل الفراغات في الجدول الاتي‪:‬‬ ‫‪pKsp‬‬ ‫‪6.0 K× s1p0-50‬‬ ‫الذوبانية‬ ‫الملح‬ ‫‪4.06‬‬ ‫(‪)mole/L‬‬ ‫‪Ag2S‬‬ ‫‪MgC2O4‬‬ ‫(‪)g/L‬‬ ‫(‪1.35 × 10-19 )mole/L‬‬ ‫‪Sb2S3‬‬ ‫(‪0.02 )g/L‬‬ ‫‪ZnSO4‬‬‫‪ 10-3‬اذا علمت ان قيمة ‪ Ka‬لحامض البروبانويك ‪ C2H5COOH‬تساوي ‪ ،1.3 × 10-5‬ماهي النسبة المئوية‬‫ج ‪% 0.45 :‬‬ ‫لتفكك الحامض في محلوله المائي ذو تركيز ‪ 0.65 M‬؟‬‫‪ 11-3‬ما تركيز الامونيا [‪ ]NH3‬في المحلول الذي يكون في حالة اتزان مع ‪]NH4+[ = 0.01 M‬‬ ‫و ‪]OH-[ = 1.2 × 10-5 M‬؟ علم ًا ان ثابت تفكك الامونيا ‪1.8 × 10-5‬‬‫ج ‪6.67 × 10-3 M :‬‬‫‪ 12-3‬احسب كتلة ملح خلات الصوديوم (‪ )M= 82 g/mole‬اللازم اضافتها الى لتر واحد من محلول‬‫‪ ،0.125 M‬حامض الخليك للحصول على محلول بفر تكون قيمة ‪ pH‬له تساوي ‪( .4.74‬ملاحظة‪ :‬افترض ان اضافة‬‫ج ‪10.25 g :‬‬ ‫الملح لاتؤدي الى تغير الحجم)‪ .‬علم ًا ان ثابت تفكك حامض الخليك ‪1.8 × 10-5‬‬‫‪( 13-3‬أ)ماقيمةالاسالهيدروجينيلمزيجبفريمكونمن حامضالنتروز (‪Ka)HNO2( = 4.5 × 10-4 )HNO2‬‬‫بتركيز ‪ 0.12 M‬ونتريت الصوديوم ‪ NaNO2‬بتركيز ‪ 0.15 M‬؟ (ب) احسب قيمة ‪ pH‬المحلول الناتج بعد اضافة‬ ‫‪ 1.0 g‬من هيدروكسيد الصوديوم (‪ )M = 40 g/mole‬الى لتر واحد من محلول البفر‪ .‬ج ‪3.62 ; 3.45 :‬‬‫ان تكون‬ ‫يجب‬ ‫كم‬ ‫‪.NH4Cl‬‬ ‫مع‬ ‫‪NH3‬‬ ‫مزج‬ ‫من‬ ‫‪pH‬‬ ‫=‬ ‫‪9.0‬‬ ‫ذو‬ ‫بفر‬ ‫اذا كانت هناك حاجة لتحضير محلول‬ ‫‪14-3‬‬ ‫‪1.82‬‬ ‫ج‪:‬‬ ‫[‪]NH4+‬‬ ‫النسبة بين‬ ‫؟ علم ًا ان ‪pKb =4.74‬‬ ‫[‪]NH3‬‬‫ذوبانيته بعد اضافة ‪1ml‬‬ ‫وما‬ ‫‪1.6 × 10-10‬‬ ‫بﺈن ‪= ksp‬‬ ‫‪a1S0OM2‬ال‪B‬ىفلتيرممحلن اولمحللموائليالممششببععممننهه‪.‬علمجًا‬ ‫ذوبانية‬ ‫‪ 15-3‬ما‬‫‪1.26 × 10-5 mol/L‬‬ ‫‪,‬‬ ‫‪1.6 × 10-8‬‬ ‫‪mol/L :‬‬ ‫تركيزه‬ ‫من ‪H2SO4‬‬ ‫‪ 16-3‬احسب قيمة ‪ pH‬و [‪ ]OH-‬لمحاليل الاملاح التالية‪:‬‬ ‫(‪ 0.1 M )1‬سيانيد الصوديوم ‪.NaCN‬‬ ‫‪205.5MM‬ن‪.‬ت‪0‬رانتتراالتصاولادميوونمي‪3‬وم‪.NH.4NNaON3O‬‬ ‫(‪)2‬‬ ‫(‪)3‬‬‫علم ًا ان ثابت تفكك الامونيا ‪151 Ka)HCN( = 4.9 × 10-10 ، 1.8 × 10-5‬‬

‫‪ 17-3‬يتأين حامض الخليك في محلوله المائي ذو التركيز ‪ 0.01 M‬بمقدار ‪ .%4.2‬احسب ثابت تأين الحامض‪.‬‬‫ج ‪1.76 × 10-5 :‬‬‫‪ 18-3‬احسب كتلة كلوريد الامونيوم (‪ )M= 53.5 g/mole‬الواجب اضافتها الى ‪ 500 mL‬من محلــــــول‬‫‪ 0.15 M‬امونيا لجعل قيمة ‪ pH‬المحلول تساوي ‪.9.0‬علم ًا ان ثابت تفكك الامونيا ‪1.8 × 10-5‬‬‫ج ‪7.22g :‬‬ ‫‪ 19-3‬احسب الذوبانية‬‫ك‪5‬ب‪1‬ر‪.‬يت‪0‬اكبترايلتفاضتــاـلــبــوــتـاـــسـيةوم‪.AKg22SSOO44‬‬ ‫(‪ )mole/L‬والذوبانية بدلالة (‪ )g/L‬لملح‬ ‫المولارية‬ ‫(‪M = 314 g/mole‬‬ ‫= ‪ )pKsp‬في (أ) الماء النقي‪( ،‬ب) محلول ‪M‬‬ ‫و ‪4.92‬‬‫ج ‪ :‬أ‪ 4.396 g/L ; 0.014 M -‬ب‪1.38 g/L ; 4.4 × 10-3 M -‬‬‫التي يمكن ان تذوب فــــــــي‬ ‫‪)M‬‬ ‫=‬ ‫‪332‬‬ ‫اغلماراءماالمقتطمرل؟حعلكمراوبمأانت‪ 2‬ا‪1‬ل‪-‬ف‪0‬ض‪1‬ة×‪g/mole(.KAsgp 2=C1r.O1 4‬‬ ‫ما عدد‬ ‫‪20-3‬‬ ‫ج ‪2.161 × 10-3 g :‬‬ ‫‪ 100‬من‬ ‫‪mL‬‬‫ف‪10‬ي‪0-‬م‪1‬حل×ول‪.2‬ي‪1‬ك=ون(‪4‬في‪O‬ه‪r‬ت‪C‬رك‪a‬ي‪B‬ز)‪sp‬كل‪K‬جو‪.‬ر‪:‬يد ال‪M‬بار‪9‬ي‪-‬و‪0‬م‪B1a.2C×l21‬‬ ‫ا‪4‬ذا‪O‬عل‪r‬م‪C‬ت‪ a‬ا‪B‬ن‬ ‫كرومات الباريوم‬ ‫ملح‬ ‫‪ 21-3‬ما ذوبانية‬ ‫يساوي ‪0.1 M‬؟‬ ‫قوي)‬ ‫(الكتروليت‬‫‪ 22-3‬كم ستكون قيمة ‪ pH‬المحلول الناتج من مزج ‪ 20 mL‬من ‪ 0.2 M‬هيدروكسيد الصوديوم ‪ NaOH‬مــــع‬‫‪50 mL‬من ‪ 0.1 M‬حامض الخليك ‪CH3COOH‬؟ علما بأن ‪a)CH3COOH( = 1.8 × 10-5‬ج‪5.34.:K‬‬‫‪ 23-3‬عند إضافة ‪ 25 mL‬من ‪ 0.2 M‬محلول هيدروكسيد الصوديوم ‪ NaOH‬الى ‪ 50 mL‬من‪0.1 M‬‬ ‫محلول حامض الخليك‪ ،‬ماذا ستكون قيمة الاس الهيدروجيني للمحلول الناتج؟‬‫ج ‪8.78 :‬‬ ‫علما بأن ‪.Ka)CH3COOH( = 1.8 × 10-5‬‬‫‪ 24-3‬احسب قيمة الـ ‪ pH‬لمحلول ناتج من مزج ‪ 26 mL‬من ‪ 0.2 M‬هيدروكسيد الصوديوم مع ‪ 50 mL‬مــــن‬ ‫‪ 0.1 M‬حامض الهيدروكلوريك‪.‬‬‫ج ‪11.42 :‬‬‫‪ 25-3‬كم هي كتلة هيدروكسيد البوتاسيوم (‪ )M = 56 g/mole‬اللازم اضافتها الى ‪ 200 mL‬من الماء لتصبح‬ ‫قيمة ‪ pH‬المحلول الناتج تساوي ‪11‬؟‬‫ج ‪0.0112 g :‬‬‫‪ 26-3‬اذا علمت ان النسبة المئوية للتفكك ‪ 0.1 M‬حامض الهيدروسيانيك ‪ HCN‬تساوي ‪ ،% 0.01‬كم هو ثابت‬‫ج ‪1 × 10-9 :‬‬ ‫تأين هذا الحامض‪.‬‬‫‪ 27-3‬احسب الذوبانية المولارية ‪( s‬التركيز المولاري للايونات الناتجة من تفكك الملح عند حالة‬‫الخارصين ‪.)M=99.4 g/mol( Zn)OH(2‬‬ ‫الاتزان) و الذوبانية بدلالة (‪ )g/L‬لهيدروكسيد‬‫ج ‪1.42 × 10-4 g/L ;1.43 × 10-6 M :‬‬ ‫اذا علمت ان ‪.Ksp )Zn)OH(2( = 1.2 × 10-17‬‬‫‪ 28-3‬احسبقيمةالاسالهيدروجينيلمحلولنتجمنتخفيف‪ 1mL‬من‪13.6 M‬حامضالهيدروكلوريك الىلتر بالماء‪.‬‬‫ج ‪1.866 :‬‬‫‪ 29-3‬ان تركيز أيون الكالسيوم (‪ )M = 40 g/mole‬في بلازما الدم يساوي ‪ ،0.1 g/L‬فاذا كان تركيز أيون‬‫الاوكزالات فيه يساوي ‪ ،1×10-7 M‬هل تتوقع ان تترسب اوكزالات الكالسيوم ‪)pKsp = 8.64( CaC2O4‬؟‬‫ج ‪ :‬لا يحصل الترسيب‪152‬‬

‫تفاعلات التأكسد والاختزال والكيمياء الكهربائية‬ ‫الفصل الرابع‬‫‪Redox Reactions and Electrochemistry‬‬ ‫‪4‬‬ ‫بعد الانتهاء من دراسة هذا الفصل يتوقع من الطالب أن‪:‬‬‫يعرف معنى عدد التأكسد والتمييز بينه وبين التكافؤ‪ ،‬وكيفية حساب عدد‬ ‫التأكسد في المركبات أو الجذور الكيميائية ‪.‬‬‫يوضح معنى التأكسد والاختزال وكيفية موزانة المعادلات الكيميائية التي‬ ‫تشتمل عليهما ويفسر معنى العامل المؤكسد والعامل المختزل ‪.‬‬ ‫يفهم معنى كل من المصطلحات الآتية ‪:‬‬‫القطب ‪ ،‬الانود ‪ ،‬الكاثود ‪ ،‬التيار الكهربائي‪ ،‬معادلة نرنست‪ ،‬الخلية الكلفانية‪،‬‬ ‫الخلية الالكتروليتية‪.‬‬‫يدرك تركيب قطب الهيدروجين القياسي واتخاذ جهده كمرجع لقياس جهود‬ ‫الاقطاب القياسية الأخرى‪.‬‬ ‫يفهم العمليات التي تحدث في اثناء التحليل والطلاء الكهربائي ‪.‬‬‫يشرح تركيب البطاريات والتفاعلات التي تتم عند أقطابها المختلفة عند قيامها‬ ‫بتوليد التيار الكهربائي‪.‬‬‫يجد العلاقة بين وزن العنصر المتحرر عند القطب في أثناء التحليل الكهربائي‬ ‫وكمية التيار الكهربائي المار في خلية التحليل وتطبيق قانوني فاراداي ‪.‬‬‫يفسر العلاقة بين جهد الخلية القياسي ‪ Eْcell‬والجهد غير القياسي ‪ Ecell‬والتغير‬ ‫في الطاقة الحرة القياسية ْ‪ ∆G‬وثابت الاتزان ‪153 . Keq‬‬

‫‪ 1-4‬مقدمة‬ ‫‪154‬‬‫ُت َع ُّد الكيمياء الكهربائية فرع ًا من فروع الكيمياء‪ ،‬تهتم بالتحولات بين‬‫الطاقة الكيميائية والطاقة الكهربائية حيث تحصل بعض التفاعلات الكيميائية‬‫نتيجة لامرار تيار كهربائي‪ ،‬كما تؤدي بعض التفاعلات الكيميائية الى نشوء‬‫تيار كهربائي‪ .‬والعمليات الكهروكيميائية هي تفاعلات تأكسد واختزال‪ ،‬ويتم‬‫فيها انبعاث طاقة بوساطة تفاعل تلقائي‪ ،‬ومن ثم تحويل هذه الطاقة الى طاقة‬ ‫كهربائية‪ .‬او يتم فيها استخدام الطاقة الكهربائية لانجاز تفاعل غير تلقائي‪.‬‬‫إن تصميم واستعمال البطاريات المختلفة وكذلك عمليات الطلاء والترسيب‬‫الكهربائي عمليات تعتمد على القوانين المشتقة من الكيمياء الكهربائية‬‫واستعمال هذه القوانين يشمل جميع النشاطات والمجالات الصناعية‪ُ .‬ت َع ُّد‬‫النضيدة (البطارية) المستعملة لتشغيل السيارة اوالراديو اوالمسجل اوالساعة‬‫اوبقية الاجهزة الكهربائية مثال ًا جيد ًا على استخدام التفاعلات الكيميائية‬‫لتوليد الطاقة‪ .‬ومن ناحية اخرى تعتبر عملية الطلاء الكهربائي للاوعية والمعدات‬‫والاجهزة وكذلك تصنيع الدوائر الالكترونية المطبوعة وعملية تنقية الفلزات‬‫وتحضير بعض العناصر مثال ًا اخر تستخدم فيها الطاقة الكهربائية الخارجية لانجاز‬ ‫هذا النوع من التفاعلات‪.‬‬ ‫‪ 2-4‬أعداد التأكسد ‪Oxidation Number‬‬‫توصف عمليات او تفاعلات التاكسد والاختزال بدلالة اعداد سالبة وموجبة‬‫والصفر ُتكتب فوق رمز العناصر المشتركة فيها وتسمى اعداد التاكسد او تسمى‬‫حالات التاكسد‪ .‬يمثل عدد التأكسد لكل ذرة موجودة في جزيء مركب الشحنة‬‫الكهربائية (عدد الالكترونات) التي تفقدها او تكتسبها تلك الذرة‪ .‬وفيما يلي‬ ‫القواعد المستخدمة لحساب اعداد التأكسد‪:‬‬ ‫‪ -1‬عدد التأكسد لأي عنصر غير متحد (عنصر حر) يساوي صفرا‪.‬‬ ‫‪Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0‬‬ ‫‪ -2‬عدد التأكسد للايون احادي الذرة يساوي الشحنة على هذا الايون‪.‬‬ ‫‪Li+, Li = +1, Fe3+, Fe = +3, O2-, O = -2‬‬ ‫‪ -3‬عدد التأكسد للهيدروجين (‪ )+1‬ما عدا الهيدريدات فيأخذ (‪)-1‬‬‫فعدد التأكسد للهيدروجين في الماء ‪ H2O‬هو (‪ ،)+1‬اما عدد تأكسده في‬ ‫هيدريد الصوديوم ‪ NaH‬فهو (‪.)-1‬‬ ‫‪ -4‬عدد التأكسد للاوكسجين (‪ )-2‬ما عدا البيروكسيدات فيأخذ (‪)-1‬‬‫فعدد التأكسد للاوكسجين في الماء ‪ H2O‬هو (‪ ،)-2‬اما عدد تأكسده في‬ ‫بيروكسيد الهيدروجين ‪ H2O2‬فهو (‪.)-1‬‬

‫‪Cr+2‬‬ ‫‪Cr+3‬‬ ‫‪-5‬‬ ‫أ‪ -‬عدد التأكسد لعناصر الزمرة الاولى‪ ،‬زمرة (‪ )IA‬هو (‪)+1‬‬ ‫‪Li, Na, K, Rb, = +1‬‬ ‫ب‪ -‬عدد التأكسد لعناصر الزمرة الثانية‪ ،‬زمرة (‪ )IIA‬هو (‪)+2‬‬ ‫‪Be, Mg, Ca, Sr = +2‬‬ ‫جـ‪ -‬عدد التأكسد لعناصر الزمرة الثالثة‪ ،‬زمرة (‪ )IIIA‬هو (‪)+3‬‬ ‫‪B, Al, Ga, In = +3‬‬ ‫‪ -6‬عدد التأكسد للهالوجينات‪( ،‬الزمرة السابعة‪ )VIIA ،‬هو (‪ )-1‬او قد‬ ‫‪F, Cl, Br, I = -1‬‬ ‫يأخذ قيم موجبة‬ ‫ولاستخراج عدد التأكسد لذرات العناصر الاخرى عند وجودها في الجزيئات‬ ‫‪Cr+6‬‬ ‫والتي لم تذكر في القواعد اعلاه‪ ،‬فيمكن استخدام القاعدتين الاتيتين‪:‬‬ ‫القاعدة الاولى‪ :‬مجموع اعداد التأكسد لجميع الذرات في مركب متعادل يساوي‬‫‪Cr+4‬‬ ‫صفر ًا‪.‬‬ ‫‪ Na = +1‬و ‪ Cl = -1‬في ‪ :NaCl‬وحسب هذه القاعدة ‪)+1(+) -1 ( = 0‬‬ ‫القاعدة الثانية‪ :‬مجموع اعداد التأكسد لجميع الذرات في ايون متعدد الذرات‬ ‫يساوي شحنة الايون‪.‬‬ ‫الشكل ‪1-4‬‬ ‫‪ H = +1‬و ‪ P = P‬و ‪ O = -2‬في ‪ H2PO4-‬وحسب القاعدة‪:‬‬‫تتغير الوان المحاليل التي تحتوي‬ ‫‪ {2×)+1(} +)P(+{4×)-2(} = -1‬ومنه نجد عدد تأكســــــــــــد‬‫على املاح الكروم مع تغير عدد‬ ‫الفسفور‪P = +5 :‬‬ ‫تاكسده في ذلك الملح‪.‬‬ ‫وقد تظهر الذرات التي لها اكثر من عدد تأكسد واحد في مركباتها المختلفة‬ ‫الوانا مختلفة مع تغير عدد تأكسدها ]الشكل (‪ .[)1-4‬يبين الجدول ‪ 1-4‬قيم‬ ‫اعداد التأكسد للعناصر‪.‬‬ ‫مثال ‪1-4‬‬ ‫حدد اعداد تاكسد العناصر في المركبات والايونات والذرات الاتية‪:‬‬ ‫‪ F2‬و ‪ BaO‬و‪PO43−‬و‪ Mg2+‬و ‪ KCl‬و ‪SO2‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫تمرين ‪1-4‬‬ ‫‪ F = 0 :F2‬حسب القاعدة (‪)1‬‬ ‫احسب‬ ‫‪ :BaO‬يمكن ايجاد عدد تاكسد ‪ Ba‬حســـــــــــــب القاعدة الاولى‪O = ،‬‬‫العناصر‬ ‫تأكسد‬ ‫عدد‬ ‫‪ -2‬و ‪ ، Ba‬وعليه ‪)Ba( + )-2(= 0‬‬ ‫ومنه ‪Ba = +2‬‬‫المشار اليها باللون الاحمر في المركبات‬ ‫والايونات الاتية‪:‬‬ ‫‪O‬‬ ‫=‬ ‫الثانية‪،‬‬ ‫يمكن ايجاد عدد تاكسد ‪ P‬حســـــــــــــــب القاعدة‬ ‫‪:PO43−‬‬ ‫وعليه ‪)P( + {4×)-2(}= -3‬ومنه ‪P = +5‬‬ ‫‪ -2‬و ‪، P‬‬‫و ‪ NaIO3‬و ‪ K2Cr2O7‬و ‪MnO41-‬‬ ‫‪ Mg = +2 :Mg2+‬حسب القاعدة (‪)2‬‬‫‪ HPO42-‬و ‪ H2CO3‬و ‪H2SO4‬‬ ‫‪ Cl = -1 :KCl‬و ‪ K = +1‬حسب القاعدة (‪ 5‬أو ‪)6‬‬‫‪155 O‬‬ ‫=‬ ‫الاولى‪،‬‬ ‫القاعدة‬ ‫ايجاد عدد تاكسد ‪ S‬حســـــــــــــــــب‬ ‫يمكن‬ ‫‪:SO2‬‬ ‫=‪S‬‬ ‫‪ )S( + {2×)-2(}= 0‬ومنه ‪+4‬‬ ‫وعليه‬ ‫‪ -2‬و ‪،S‬‬

‫الجدول ‪ 1-4‬قيم اعداد التاكسد للعناصر في الجدول الدوري‬‫‪ 3-4‬ﺗفاعلاﺕالتأكسدوالاختزال ‪Redox Reactions‬‬‫تمثل تفاعلات التاكسد والاختزال نوعا مهما من التفاعلات الكيميائية‪.‬‬‫فالطاقة الناتجة من احتراق الوقود بانواعه‪ ،‬والتيار الكهربائي الذي نحصل عليه‬‫من البطاريات وصدأ الحديد كلها انواع لتفاعلات التاكسد والاختزال‪] ،‬الشكل‬ ‫(‪.[)2-4‬‬‫تتضمن تفاعلات التاكسد والاختزال انتقال للاكترونات‪ .‬وكان اول تعريف‬‫لعمليتي التأكسد والاختزال هي فقدان او اكتساب الاوكسجين‪ ،‬على التوالي‬‫لكن هذا التعريف اصبح قديما رغم صحته‪ ،‬يعرف التاكسد والاختزال على النحو‬ ‫الاتي‪:‬‬‫التأكسد (‪ :)Oxidation‬عبارة عن تغير كيميائي يصحبه فقدان في‬‫الالكترونات من ذرة او مجموعة من الذرات ويؤدي لزيادة في اعداد التأكسد‪.‬‬‫ففي التفاعل التالي الذي يتضمن ُتكون ايونات الصوديوم وايونات الكلوريد‬‫في شبكة بلورية من خلال التفاعل الباعث للحرارة كما في المعادلة الكيميائية‬ ‫الاتية‪:‬‬‫(‪2Na)s( + Cl2)g‬‬ ‫(‪2NaCl)s‬‬ ‫‪156‬‬

‫يمثل تكون ايونات الصوديوم عملية تاكسد لان كل ذرة صوديوم فقدت‬ ‫الكترونا لتصبح ايون ًا من الصوديوم‪ُ .‬تمثل حالة الاكسدة بوضع عدد التاكسد‬ ‫فوق رمز الذرة او الايون‪:‬‬ ‫‪Na0 Na+ + e-‬‬ ‫نلاحظ من هذه المعادلة تغير عدد التاكسد للصوديوم من (‪ )0‬وهو عدد تاكسد‬ ‫العنصرالحر الى (‪ )+1‬وهوعدد تاكسد ايون الصوديوم‪ ،‬اي ان ذرة الصوديوم‬ ‫تأكسدت الى ايون الصوديوم وزاد عدد تاكسدها بمقدار (‪.)+1‬‬ ‫الاختزال (‪ :)Reduction‬هو عبارة عن تغير كيميائي تكتسب فيه الذرة‬‫(أ)‬ ‫أو مجموعة من الذرات إلكترونات يصاحبها نقصان في عدد التأكسد للعنصر‪،‬‬ ‫فسلوك الكلور في تفاعله مع الصوديوم في التفاعل اعلاه بأن تكتسب كل ذرة‬ ‫كلور الكترون ًا واحد ًا وينقﺺ عدد تاكسدها من الصفر الى (‪ )-1‬يعتبر اختزال ًا‪:‬‬ ‫‪Cl20 + 2e-‬‬ ‫‪2Cl-1‬‬ ‫فالصنف المشترك في التفاعل الذي يقل فيه عدد التاكسد هو الذي قد تم اختزاله‪،‬‬‫فذ ﱠرة الكلور التي قل عدد تأكسدها من الصفر الى (‪ )-1‬قد اختزلت الى ايون (ب)‬ ‫كلوريد‪ .‬لا يمكن أن تحدث عملية التاكسد دون حدوث عملية اختزال مرافقة لها‪،‬‬ ‫لان المادة التي تتاكسد تقابلها مادة تختزل‪ .‬ويكون العدد الكلي للالكترونات الشكل ‪2-4‬‬‫المفقودة نتيجة التاكسد مساويا لعدد الالكترونات المكتسبة في عملية الاختزال‪ .‬أ) احتراق الميثان تفاعل تاكسد‬ ‫ونحصل على التفاعل العام لعملية التأكسد والاختزال بعد جمع معادلتي التأكسد واختزال‬‫‪y‬ب)‪ rg‬ت‪e‬اك‪En‬سد‪l(+‬ا)لح‪2O‬دي (د‪O(+(22)gH‬ص‪)g‬د‪2‬ا‪+2‬ا(‪O‬ل‪)g‬ح‪4C‬دي‪H‬د‪)C‬‬ ‫والاختزال كما هو مبين في المعادلة التالية بعد حذف عدد الالكترونات المفقودة‬ ‫نتيجة التاكسد والتي تكون مساوية لعدد الالكترونات المكتسبة في عملية‬ ‫تفاعل تاكسد واختزال‬ ‫‪2Na + Cl2‬‬ ‫‪2Na+ + 2Cl-‬‬ ‫الاختزال‪.‬‬‫‪4Fe)s(+3O22)gF( e2O3)s(+Energy‬‬ ‫يدعى هذا التفاعل بتفاعل تأكسد واختزال ويحصل فيه انتقال الكترونات‬ ‫من ذرة الى أخرى‪ .‬فالذرة التي تفقد الكترونات يقال عنها تأكسدت‪ .‬اما التي‬ ‫تكتسب الكترونات فيقال عنها اختزلت‪ .‬وعليه‪ ،‬ففي هذا التفاعل تأكسدت ذرة‬ ‫الصوديوم‪ ،‬بينما اختزلت ذرة الكلور‪.‬‬ ‫وﳑا ذكر اعلاه نلاحظ ان معرفة اعداد التأكسد تساعدنا بسرعة في الحكم‬ ‫فيما اذا كان تفاعل ما هو تفاعل تأكسد ام غير ذلك‪ .‬ويمكن متابعة اعداد‬ ‫التاكسد للعناصر المشمولة في هذا التفاعل‪ .‬لنلاحظ التفاعل التالي بين خامس‬ ‫كلوريد الفسفور والماء‪:‬‬ ‫‪P+5Cl5-1 + 4H2+1O-2‬‬ ‫‪H3+1P+5O4-2 + 5H+1Cl-1‬‬ ‫لا ُيعتبر هذا التفاعل تفاعل تاكسد واختزال وذلك لعدم حدوث تغير في اعداد‬ ‫التأكسد للعناصر المشمولة فيه‪ .‬بينما نستطيع ان نحكم على تفاعل عنصر‬ ‫النحاس مع حامض النتريك المركز المبين في المعادلة الاتية‪:‬‬‫‪157‬‬ ‫‪Cu0 + 4H+1N+5O3-2‬‬ ‫‪Cu+2)N+5O3-2(2 +2N+4O2-2 +2H2+1O-2‬‬

‫بسهولة على انه تفاعل تأكسد واختزال وذلك من ملاحظة التغير في اعداد‬‫التأكسد للنحاس والنتروجين‪ .‬فذرة النحاس تغير عدد تأكسدها من (‪ )0‬الى‬‫(‪ )+2‬لذا فقد عانت تأكسد ًا بفقدانها الكترونين‪ ،‬بينما تغير عدد تأكسد‬‫ذرة النتروجين من (‪ )+5‬الى (‪ )+4‬اي انها اكتسبت الكترون ًا واحد ًا وعانت‬‫اختزالا‪.‬يمكن توضيح تفاعل الكاربون مع الكبريت لتكوين كبريتيد الكاربون‬ ‫اختـزال‬ ‫تأكسد‬‫والذي فيه يتأكسد الكاربون ويختزل الكبريت حسب الشكل المجاور ‪.‬‬ ‫انتبه !‬‫يمكن توضيح فقدان الالكترونات او اكتسابها في معادلة تفاعل التاكسد‬ ‫يجب ملاحظة ان الالكترونات‬‫والاختزال اذا قسمناه الى نصفين‪ :‬نصف تفاعل (تاكسد) و نصف تفاعل‬ ‫المفقودة تكتب في طرف النواﰋ (في‬ ‫الطرف الايمن من المعادلة)‪ ،‬بينما‬ ‫(اختزال)‪ ،‬فتفاعل الصوديوم مع الكلور‪:‬‬ ‫تكتب الالكترونات المكتسبة في‬ ‫طرف المتفاعلات (الطرف الايسر من‬‫‪2Na0+Cl20‬‬ ‫‪2Na+ + 2Cl-‬‬ ‫يمكن تقسيمه الى نصفين‪:‬‬ ‫المعادلة)‪.‬‬‫نصف تفاعل (تاكسد) ‪Na0 Na+ + e-‬‬‫‪Cl20 + 2e-‬‬ ‫نصف تفاعل (اختزال) ‪2Cl-‬‬‫وعند جمع نصفي التفاعل يجب مساواة عدد الالكترونات المفقودة مع المكتسبة‬ ‫اول ًا‪ ،‬وعليه ُيضرب نصف تفاعل التأكسد ×‪ 2‬لنحصل على‪:‬‬‫‪2Na0‬‬ ‫‪2Na+ + 2e-‬‬‫‪Cl20 + 2e-‬‬ ‫‪2Cl-‬‬‫وبجمع المعادلتين بعد حذف عدد الالكترونات المتساوية من الطرفين نحصل‬ ‫على التفاعل العام‪:‬‬‫‪2Na0+Cl20‬‬ ‫‪2Na+ + 2Cl-‬‬‫فالصوديوم زاد عدد تأكسده من (صفر الى ‪ )+1‬فالعملية تدعى تأكسدا‪.‬‬‫والكلور ق ﱠل عدد تأكسده من (صفر الى ‪ )-1‬فالعملية تدعى اختزال ًا‪ .‬لذا يسمى‬ ‫هذا التفاعل تفاعل تأكسد واختزال‪.‬‬ ‫مثال ‪2-4‬‬‫حدد الذرات التي تعاني تاكسدا وتلك التي تعاني اختزال ًا في التفاعلات‬ ‫التالية مع كتابة انصاف التفاعل للتاكسد والاختزال‪.‬‬‫‪Cl2 + 2I-‬‬ ‫‪2Cl- + I2‬‬ ‫(‪)1‬‬‫‪Mg + Fe2+‬‬ ‫‪Mg2+ + Fe‬‬ ‫(‪)2‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬‫‪Cl2 + 2I-‬‬ ‫‪2Cl- + I2‬‬ ‫(‪)1‬‬‫‪2I- I20 + 2e-‬‬ ‫نصف تفاعل (تاكسد)‬‫‪Cl20 + 2e-‬‬ ‫نصف تفاعل (اختزال)‬ ‫‪2Cl-‬‬ ‫‪158‬‬

‫وعند جمع نصفي التفاعل يجب مساواة عدد الالكترونات المفقودة مع المكتسبة‪،‬‬ ‫ولانها متساوية‪ ،‬لذا نحصل على التفاعل العام‪:‬‬‫‪ Cl20 + 2I-‬تمرين ‪2-4‬‬ ‫‪2Cl- + I20‬‬‫حدد الذرات التي تعاني تاكسد ًا‬ ‫فاليود زاد عدد تأكسده من (‪ -1‬الى صفر) فالعملية تدعى تأكسدا‪ .‬وق ﱠل عدد‬‫وتلك التي تعاني اختزال ًا في التفاعلات‬ ‫تأكسد الكلور من (صفر الى ‪ )-1‬فالعملية تدعى اختزالا‪ .‬لذا يسمى هذا التفاعل‬‫التالية مع كتابة انصاف التفاعل‬ ‫تفاعل تأكسد واختزال‪.‬‬ ‫للتاكسد والاختزال‪.‬‬ ‫‪Mg + Fe2+‬‬ ‫‪Mg2+ + Fe‬‬ ‫(‪)2‬‬‫(‪Zn+Cu2+ Zn2++Cu )1‬‬‫(‪Mg+2HCl MgCl2+H2 )2‬‬ ‫‪Mg0 Mg2+ + 2e-‬‬ ‫نصف تفاعل (تاكسد)‬ ‫‪Fe2+ + 2e-‬‬ ‫نصف تفاعل (اختزال)‬ ‫‪Fe0‬‬ ‫وعند جمــــــع نصفي التفاعل يجب مساواة عدد الالكترونات المفقودة مع‬ ‫المكتسبة اول ًا‪ ،‬ولانها متساوية في هذه الحالة‪ ،‬لذا نحصل على التفاعل العام‪:‬‬ ‫‪Mg + Fe2+‬‬ ‫‪Mg2+ + Fe‬‬ ‫فالمغنيسيوم زاد عدد تاكسده من (صفر الى ‪ )+2‬فالعملية تدعى تاكسد ًا‪.‬وق ﱠل‬ ‫عدد تاكسد الحديد من (‪ 2+‬الى صفر) فالعملية تدعى اختزالا‪ .‬لذا يسمى هذا‬ ‫التفاعل تفاعل تاكسد واختزال‪.‬‬ ‫‪ 4-4‬العوامل المؤكسدة والعوامل المختزلة‬ ‫‪ 1-4-4‬العامل اﳌخﱱل ‪Reducing Agent‬‬ ‫يعرف العامل المختزل على أنه مادة لها القدرة على اختزال مادة أخرى‪.‬‬ ‫والعامل المختزل يفقد الالكترونات ويزداد عدد تاكسده خلال تفاعل التاكسد‬ ‫والاختزال‪ ،‬لذلك يكون العامل المختزل هي المادة التي تتأكسد‪ .‬فمثل ًا في تفاعل‬ ‫عنصر النحاس مع حامض النتريك المركز‬ ‫النحاس‪2O‬هو‪H‬ال‪2‬عا‪+‬م ‪2‬ل ا‪O‬لم‪+4‬ختز‪N‬ل‪ 2‬و‪+‬ال‪2‬ذ(‪3‬ي ي‪O‬تأ‪N‬ك)س‪+2‬د‪u‬ب‪C‬سبب فقد‪3‬ان‪5O‬ال‪+‬ذر‪N‬ة ا‪H‬لو‪4‬اح‪+‬د‪0‬ة‪u‬من‪C‬ه‬ ‫الكترونين و يزداد عدد تاكسده من ‪ 0‬إلى ‪. +2‬‬ ‫‪ 2-4-4‬العامل اﳌؤكسد ‪Oxidizing Agent‬‬ ‫يعرف العامل المؤكسد على أنه المادة التي لها القدرة على أكسدة مادة أخرى‪.‬‬ ‫والعامل المؤكسد يكتسب الالكترونات ويقل عدد تأكسده خلال تفاعل التاكسد‬ ‫والاختزال‪ ،‬لذلك يكون العامل المؤكسد هو المادة التي تم إختزالها‪ ،‬ففي المثال‬ ‫اعلاه ُي َع ُّد حامض النتريك هو العامل المؤكسد لان عدد تأكسد النتروجين فيه‬ ‫يتغير من ‪ +5‬الى ‪ +4‬في ثنائي أوكسيد النتروجين بسبب اكتساب ذرة النتروجين‬‫العامل المختزل‬ ‫الكترون ًا واحد ًا‪ .‬وعليه يمكن القول كالاتي‪:‬‬ ‫العامل المؤكسد‬‫المادة التي تتأكسد وتسبب اختزال ًا لمادة أخرى ‪159‬‬ ‫المادة التي ُت ْخ َتز ُل وتسبب تأكسد ًا لمادة اخرى‬

‫مثال ‪3-4‬‬‫حدد العامل المؤكسد والعامل المختزل في كل من التفاعلات الاتية‪:‬‬‫(‪Zn)s(+CuSO4)aq‬‬ ‫(‪ZnSO4)aq( + Cu)s‬‬ ‫(‪)1‬‬‫(‪Cu)s(+2AgNO3)aq‬‬ ‫(‪Cu)NO3(2)aq(+2Ag)s‬‬ ‫(‪)2‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬‫(‪Zn)s( +CuSO4)aq‬‬ ‫(‪ZnSO4)aq(+Cu)s‬‬ ‫(‪)1‬‬ ‫‪Zn2+ + 2e-‬‬‫‪ :Zn Zn‬عانى تاكسد ًا‪ ،‬لذا فهو عامل مختزل‬‫‪ :Cu2+ Cu2++ 2e- Cu‬عانى اختزل ًا‪ ،‬لذا فهو عامل مؤكسد‬ ‫تمرين ‪3-4‬‬ ‫حدد العامل المؤكسد والعامل المختزل‬‫(‪Cu)s( + 2AgNO3)aq‬‬ ‫(‪Cu)NO3(2)aq( + 2Ag)s( )2‬‬ ‫في كل من التفاعلات الاتية‪:‬‬ ‫(‪2C)s(+O2)g( 2CO)g‬‬ ‫(‪)1‬‬‫‪ :Cu Cu‬عانى تاكسد ًا‪ ،‬لذا فهو عامل مختزل‬ ‫‪Cu2++ 2e-‬‬ ‫(‪Mg)s(+Cl2)g( MgCl2)s( )2‬‬‫‪ :Ag+ Ag++ e-‬عانى اختزال ًا‪ ،‬لذا فهو عامل مؤكسد‪.‬‬ ‫‪Ag‬‬ ‫(‪Mg)s(+Fe2+)aq‬‬ ‫(‪Mg2)+aq( + Fe)s( )3‬‬‫‪ 5-4‬الخلاياالكهروكيميائية‪Electrochemical Cells‬‬‫عند دراستنا لتفاعلات التأكسد والاختزال‪ ،‬نلاحظ أن بعض ًا منها يحدث‬‫بشكل تلقائي كتفاعل شريط من المغنيسيوم مع حامض الهيدروكلوريك‬‫المخفف حيث نلاحظ حدوث تفاعل سريع يصاحبه تصاعد غاز الهيدروجين‪.‬‬‫(‪Mg)s( +2HCl)aq‬‬ ‫(‪MgCl2)s( +H2)g‬‬‫بينما لا تحدث بعض هذه التفاعلات بصورة تلقائية‪ ،‬وعلى سبيل المثال‪ ،‬لا يتحلل‬‫الماء الى عناصره الاساسية المكون منها وهي الهيدروجين والاوكسجين الا بتزويده‬‫بطاقة خارجية‪ .‬فما علاقة تفاعلات التأكسد والاختزال التلقائية وغير التلقائية‬‫بالطاقة الكهربائية? وما علاقة هذه التفاعلات مع الخلايا الكهروكيميائية?‬‫تتكون الخلية الكهروكيميائية عادة من قطبين‪ ،‬يسمى احدهما القطب‬‫الموجب اوالانود (‪ )Anode‬وهو القطب الذي تجري عنده عملية التأكسد‬‫والذي يكون مصدر ًا للالكترونات‪ ،‬اما القطب الثاني فهو القطب السالب ويدعى‬‫بالكاثود (‪ )Cathode‬وهو القطب الذي تجري عنده عملية الاختزال والذي‬‫تتحول اليه الالكترونات المنتقلة من القطب الموجب من خلال سلك خارجي‬‫(دائرة خارجية)‪ .‬ويكون ِكلا القطبين مغمورين في محلول الكتروليتي تشترك‬‫مكوناته في تفاعلات الاكسدة والاختزال التي تجري على سطحي القطبين‪.‬‬ ‫‪160‬‬

‫تقسم الخلايا الكهروكيميائية الى نوعين‪ :‬الخلايا الكلفانية او الفولتائية‬ ‫والخلايا الالكتروليتية مثل خلية التحليل الكهربائي (الطلاء الكهربائي)‪.‬‬ ‫‪ 6-4‬الخلايا الكلفانية‬ ‫هي تلك الخلايا التي تتحول فيها الطاقة الكيميائية الى طاقة كهربائية من‬ ‫خلال تفاعل كيميائي يجري تلقائي ًا‪ ،‬لتوليد تيار كهربائي‪ .‬وتسمى مثل هذه‬ ‫الخلايا بالخلايا الكلفانية او الخلايا الفولتائية‪ ،‬وهذه الاسماء مشتقة من اسمي‬ ‫عالمين ايطاليين هما ليوجي كلفاني (‪ )Luigi Galvani‬واليســـــــــــــاندرو‬ ‫فولتا (‪ )Alessandro Volata‬حيث هما أول من صمما هذه الخلايا‪ .‬إن‬ ‫البطاريات (النضائــــــــــــد) (‪ )Battries‬هي نوع من انواع الخلايا الكلفانية‪.‬‬ ‫وقبل الخوض في مجال وصف ما يجري في الخلايا الكلفانية نأخذ المثال‬ ‫الآتي‪ :‬عند غمر لوح من الخارصين ‪ Zn‬في محلول كبريتات النحاس يبدأ بالتأكل‬ ‫والاضمحلال ويصاحب ذلك زيادة في تركيز ايونات الخارصين‪ ،‬أي‪ :‬حدوث‬ ‫تفاعل تلقائي وبنفس الوقت تبدا طبقة اسفنجية بنية اللون (عنصر النحاس )‬ ‫باكساء الخارصين و يترسب قسم من هذا النحاس في قعر الاناء ويبدأ اللون الازرق‬ ‫للمحلول بالاضمحلال نتيجة لنقصان تركيز ايونات النحاس في المحلول حتى‬ ‫يصبح عدﱘ اللون ]الشكل (‪ ،[)3-4‬كما في التفاعل الاتي‪:‬‬ ‫(‪Zn)s( + Cu+2 SO4-)2aq‬‬ ‫(‪Zn+2 SO4-)2aq( + Cu)s‬‬ ‫والملاحظة ان ايونات ‪ SO4-2‬لم تعا ِن تغير ًا في عدد تأكسدها (اي انها لم تشترك‬ ‫في التفاعل) لذا يمكن كتابة التفاعل أعلاه بالشكل المبسط الاتي‪:‬‬ ‫(‪Zn)s( + Cu)2a+q‬‬ ‫(‪Zn)2a+q( + Cu)s‬‬ ‫لوح الخارصين‬ ‫محلول كبريتات‬ ‫النحاس (‪)II‬‬ ‫الشكل ‪3-4‬‬‫التفاعلات التي تحدث عند غمر‬‫لوح الخارصين في محلول كبريتات‬ ‫النحاس‪.‬‬‫‪161‬‬

‫إن من أشهر وأبسط الخلايا الكلفانية هي خلية دانيال (‪)Danil Cell‬‬‫والموضحة مكوناتها الاساسية في الشكل (‪ .)4-4‬حيث يغمر لوح من الخارصين‬‫‪ Zn‬في محلول كبريتات الخارصين ‪ ،ZnSO4‬ويغمر لوح من النحاس ‪ Cu‬في‬‫محلول كبريتات النحاس ‪ .CuSO4‬وتعمل الخلية على مبدأ تاكسد ‪ Zn‬الى‬‫‪ Zn2+‬واختزال ‪ Cu2+‬الى ‪ Cu‬والذي يمكن أن يحدث آني ًا في وعائين منفصلين‬‫مع انتقال للالكترونات بين القطبين من خلال سلك خارجي‪ .‬يدعى لوحا الخارصين‬‫والنحاس بالاقطاب (‪ .)Electrodes‬يعرف قطب العنصر بانه ذلك العنصر‬‫المغمور في محلول أيوناته‪ ،‬أو في حالة تماس مع محلول يحتوي على أيونات ذلك‬‫العنصر‪ .‬والترتيب الخاص كما مبين في الشكل (‪ )4-4‬لاقطاب ‪ Zn‬و ‪ Cu‬في‬ ‫محاليل ‪ ZnSO4‬و ‪ CuSO4‬يسمى بخلية دانيال‪.‬‬ ‫الشكل ‪4-4‬‬ ‫خلية دانيال الكلفانية‬‫ومن التعريف الذي سبق ذكره يسمى القطـب الموجب (لوح الخارصين)‬‫بالانــود (‪ )Anode‬وهو القطب الذي تجري عنده عملية التاكسد والذي يكون‬‫مصدرا للالكترونات‪ .‬ويسمى القطب الســـــــــــالب بالكاثود (‪)Cathode‬‬‫وهو القطـب الذي تجري عنده عملية الاختزال الذي تتحول اليه الالكترونات‬‫المنتقلة من قطب الانود الى قطعة النحاس (قطب النحاس) من خلال السلك‬‫الخارجي‪ ،‬حيث تتفاعل مع أيونات النحاس ‪ Cu2+‬في المحلول لتنتج ذرات النحاس‬‫التي تترسب على سطح القطب السالب‪ .‬في خلية دانيال تسمى تفاعلات‬ ‫التاكسد والاختزال بتفاعلات نصفي الخلية عند الاقطاب وهي‪:‬‬‫)‪Zn(s‬‬ ‫‪Zn(2a+q) + 2e‬‬ ‫تفاعل نصف الخلية‪ /‬قطب ‪( Zn‬الانود) (تأكسد)‬‫)‪Cu(2a+q‬‬ ‫‪+ 2e‬‬ ‫تفاعل نصف الخلية‪ /‬قطب ‪( Cu‬الكاثود) (اختزال)‬ ‫)‪Cu(s‬‬‫نلاحظ ان كل ذرة خارصين ‪ Zn‬فقدت الكترونين ( عانت تأكسدا) لتعطي‬‫ايون الخارصين ‪ Zn2+‬كما ان ايون النحاس ‪ Cu2+‬اكتسب الكترونين‬‫(عانى اختزال ًا) لينتج ذرة النحاس ‪ .Cu‬ونحصل على التفاعل العام‬‫للخلية عند جمع تفاعلي نصفي الخلية وذلك بعد مساواة عدد الالكترونات‬ ‫‪162‬‬

‫المكتسبة والمفقودة (وفي هذا المثال نرى ان العدد متسا ٍو) والتفاعل العام للخلية‬ ‫لا يحتوي على الالكترونات‪:‬‬ ‫(‪Zn)s( + Cu)2a+q‬‬ ‫التفاعل العام (‪Zn)2a+q( + Cu)s‬‬ ‫ويجب ملاحظة أنه لولا فصل محلولي كبريتات النحاس عن كبريتات‬ ‫الخارصين عن بعضهما لتفاعلت أيونات (‪ )Cu2+‬مع لوح الخارصين مباشرة كما‬ ‫سبق أن تمت الاشارة الى ذلك‪ ،‬وعندها لا يمكن الحصول على اي تيار كهربائي‬ ‫خلال السلك الخارجي‪ .‬ولاكمال الدائرة الكهربائية‪ ،‬يجب توصيل المحلولين‬ ‫بوسط جرياني يمكن للايونات السالبة والموجبة ان تتحرك من خلاله من وعاء‬ ‫احد الاقطاب الى وعاء القطب الاخر‪ .‬يسمى هذا المتطلب بالجســـــــر الملحي‬ ‫(‪ ،)Salt bridge‬وهو عبارة عن انبوب زجاجي على شكل حرف ‪ U‬مقلوب‬ ‫يحتوي على محلول الكتروليتي خامل لا يتغير كيميائيا خلال العملية ُيثبت‬ ‫بداخل الانبوب بمادة الاكار (‪()Ager‬ان مادة الاكار مادة صمغية ُيحصل‬ ‫عليها من الطبيعة ولها استخدامات متعددة حيث تصبح سائلة عند تسخينها‬ ‫وتتصلب في درجة حرارة الغرفة)‪ .‬ومن المركبات المستعملة لملء الجسر الملحي‬ ‫هي ‪ KCl‬او ‪ KNO3‬او ‪ .K2SO4‬وحالما تتم تكملة الدائرة الكهربائية يبدأ‬ ‫التفاعل تلقائيا ويستمر التفاعل طالما لم تستهلك قطعة الخارصين بشكل تام او‬ ‫ينفذ تركيز ايونات النحاس‪ ،‬وتنتقل الالكترونات من قطب الخارصين الموجب‬ ‫(ذرات الخارصين) عبر السلك الموصل الخارجي نتيجة لتحول ذرات الخارصين الى‬ ‫ايونات موجبة ‪ Zn2+‬وتدخل المحلول الى قطب النحاس حيث تحصل عملية اختزال‬ ‫لايوناته‪ .‬اما ايونات الكبريتات ‪ SO42-‬التي بقيت في المحلول فتنتقل عبر الجسر‬ ‫الملحي الى محلول كبريتات الخارصين (نتيجة للزيادة الحاصلة في عدد الشحنات‬ ‫الموجبة في المحلول)‪ ،‬بينما تنتقل ايونات البوتاسيوم ‪ K+‬من الجسر الملحي الى‬ ‫كبريتات النحاس (بمعنى ابسط تنتقل الايونات السالبة باتجاة القطب الموجب‬ ‫الانود بينما تنتقل الايونات الموجبة باتجاه القطب السالب الكاثود)‪ .‬فالتوصيل‬ ‫الكهربائي يتم عبر انتقال الالكترونات في الدائرة الخارجية (السلك الموصل)‬ ‫بينما في الدائرة الداخلية (الجسر الملحي) يتم من خلال حركة انتقال الايونات‪.‬‬ ‫مثال ‪4-4‬‬ ‫اذا علمت ان التفاعل التالي يحدث بصورة تلقائية في الخلية الكلفانية‬ ‫الموضحة في الشكل ادناه‪:‬‬ ‫(‪Cu)s( +2Ag)+aq‬‬ ‫(‪Cu)2a+q( + 2Ag)s‬‬ ‫ا‪-‬اكتب تفاعلات نصفي الخلية‪.‬‬‫‪163‬‬

‫ب‪-‬وضح اتجاه سريان الالكترونات عبر السلك الخارجي واتجاه حركة الايونات‬ ‫عبر الجسر الملحي المملوء بمحلول ‪.KNO3‬‬ ‫‪+-‬‬‫(‪Cu)s‬‬ ‫(‪Cu)2a+q‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬‫(‪2 Ag)+aq‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫(‪2Ag)s‬‬ ‫أ‪-‬‬ ‫نصف تفاعل التأكسد‪ /‬الانود‬ ‫نصف تفاعل الاختزال‪ /‬الكاثود‬‫ب‪ -‬تسري الالكترونات عبر السلك الخارجي منطلقة من الانود (قطب النحاس)‬‫باتجاه الكاثود (قطب الفضة)‪ .‬بينما تتحرك الأيونات الموجبة ‪ K+‬عبر الجسر‬‫الملحي باتجاه القطب السالب الكاثود والايونات السالبة(‪ )NO3-‬باتجاه‬ ‫القطب الموجب الانود‪.‬‬ ‫‪ 7-4‬جهد الخلية الكلفانية ‪Galvanic Cell Potential‬‬ ‫‪164‬‬‫يسري التيار الكهربائي من الانود باتجاه الكاثود بسبب الفرق بين الجهد‬‫الكهربائي للقطبين‪ .‬وهذا السريان للتيار الكهربائي مشابه لسقوط الماء من‬‫الشلال بتاثير الطاقة الكامنة التي يمتلكها الماء‪ ،‬او سريان الغاز من منطقة ضغط‬‫عا ٍل الى منطقة ضغط واطئ‪ .‬يعرف جهد القطب بانه فرق الجهد الحاصل بين لوح‬ ‫العنصر ومحلول آيوناته ويقسم الى قسمين ‪:‬‬ ‫‪ -1‬جهد التأكسد (‪:)Oxidation potential‬‬ ‫مقدار ميل المادة نحو فقدان الالكترونا ت‪.‬‬ ‫‪ -2‬جهد الاختزال (‪:)Reduction potential‬‬ ‫مقدار ميل المادة نحو اكتساب الالكترونات‪.‬‬‫يسمى الجهد بين قطبي الخلية الكلفانية بجهد الخلية (‪)Cell potential‬‬‫ويرمز له بالرمز (‪ .)E‬ويسمى جهد الخلية بمصطلح شائع اخر القوة الدافعة‬‫الكهربائية للخلية ويرمز له بالرمـز (‪ )emf‬وتعني القوة الدافعة الكهربائية‬‫وهي مشتقة من كلمة (‪ )Electromotive force‬وبالرغم من دلالة الاسم‬‫فهو مقياس للجهد وليس للقوة‪ .‬يقاس جهد الخلية بمقياس يدعى مقياس الجهد‬

‫او الفولتميتر (‪] )Voltmeter‬الشكل (‪ .[)5-4‬وسنرى فيما بعد أن جهد‬ ‫الخلية لايعتمد فقط على طبيعة الاقطاب او الايونات وانما يعتمد ايضا على تراكيز‬ ‫الايونات ودرجة الحرارة التي تعمل عندها الخلية‪.‬‬ ‫يعرف جهد الخلية بانه اكبر قيمة لفرق الجهد الكهربائي بين القطبين في‬ ‫الخلية الكلفانية‪ .‬ويرمز لجهد الخلية بالرمز ‪ cell( Ecell‬تعني خلية)‪ .‬لذا‬ ‫فجهد الخلية هو مقياس للقوة الدافعة للتفاعل الحاصل في الخلية‪ .‬يعتمد جهد‬‫الخلية على جهدي قطب التأكسد (الانود) وقطب الاختزال (الكاثود)‪ .‬فاذا الشكل ‪5-4‬‬‫مقياس الجهد (الفولتميتر) الذي‬‫يستخدم لقياس جهد الخلية (القوة‬ ‫رمزنا لجهد التأكسد بالرمز ‪ ox( Eox‬من ‪ oxidiotion‬وتعني تأكسد) ‪،‬‬ ‫ورمزنا لجهد الاختزال بالرمز ‪ red( Ered‬من ‪ reduction‬وتعني اختزال)‪.‬‬ ‫الدافعة الكهربائية للخلية)‬ ‫فان جهد الخلية يساوي المجموع الجبري لجهدي التأكسد والاختزال وعلى‬ ‫الشكل الاتي‪:‬‬ ‫‪Ecell = Eox + Ered‬‬ ‫(‪)1‬‬ ‫ولكون عملية التأكسد تحدث عند الانود فيمكن أن نرمز لجهد التأكسد بدل ًا من‬ ‫‪ Eox‬بالرمز ‪ ،Eanode‬وتجري عملية الاختزال عند الكاثود لذا يمكن ان نرمز لجهد‬ ‫الاختزال بدل ًا من ‪ Ered‬بالرمز ‪ .Ecathode‬لذا يمكن إعادة كتابة المعادلة (‪ )1‬اعلاه‬ ‫على الصورة الاتية ‪:‬‬ ‫‪Ecell = Eanode + Ecathode‬‬ ‫(‪)2‬‬ ‫عند قياس جهد الخلية عند الظروف القياسية ‪ 25oC‬وضغط ‪1 atm‬‬ ‫وعندما تكون التراكيز المولارية للايونات في محاليل القطبين تساوي‬ ‫(‪ 1 mol/L‬او ‪ ،)1 M‬يسمى الجهد المقاس بجهد الخلية القياسي‬ ‫‪Eo‬‬ ‫بالرمز‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫لجهد‬ ‫ويرمز‬ ‫‪)Standaed‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫(‪potential‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫وتسمى جهود الاقطاب تحت نفس هذه الظروف بجهود الاقطاب القياسية ويرمز‬ ‫(‪ )2‬للحالة‬ ‫يمكن اعادة كتابة المعادلة‬ ‫‪ .‬وعليه‬ ‫‪Eo‬‬ ‫و‬ ‫‪Eo‬‬ ‫بالرموز‬ ‫لها‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫القياسية على الشكل الاتي‪:‬‬ ‫‪E E E= +o o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫(‪)3‬‬ ‫‪cell anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫ان وحدة قياس الجهد الكهربائي هي الفولت (‪ )Volt‬ويرمز له بالرمز (‪.)V‬‬ ‫‪ 1-7-4‬ﻗياﺱ جهود الاﻗﻄاب‬ ‫اقطاب‬ ‫جهود‬ ‫قياس‬ ‫يتطلب‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫جهدالخلية‬ ‫قياس‬ ‫ان‬ ‫اعلاه‬ ‫لاحظنا‬ ‫كما‬ ‫‪cell‬‬ ‫التاكسد والاختزال تحت الظروف القياسية‪ .‬والسؤال انه كيف يتم قياس جهد‬ ‫القطب لوحده? وذلك لانه لايمكن عمل خلية من قطـب واحد وقياس جهدها‪ ،‬لذا‬ ‫لابد من وجود قطـب مرجع (‪ )Reference electrode‬لقياس جهود الاقطاب‬ ‫الاخرى نسبة إليه‪ .‬وهناك انواع مختلفة من الاقطاب يمكن استخدامها كاقطاب‬‫مرجعية لقياس جهود الاقطاب الاخرى ومن اهمها قطب الهيدروجين القياسي‪165 .‬‬

‫‪ 2-7-4‬ﻗﻄﺐ اﳍيدﺭوجﲔ القياسي‬‫لقد تم اختيار قطب الهيدروجين القياسي كقطب مرجع (ذو جهد قياسي‬‫معلوم)‪ .‬وتم اختيار قطب الهيدروجين لانه عنصر نشاطه الكيميائي متوسط‬‫بين العناصر فيمكن استخدامه كقطب انود او كاثود‪ .‬يتكون قطب الهيدروجين‬‫‪ Pt‬القياسي من انبوبة زجاجية يمرر بها غاز الهيدروجين على شكل فقاعات بضغط‬‫مقداره ‪ 1 atm‬وعند درجة حرارة ‪ 25 oC‬في محلول يحتوي على ايونات ‪H+‬‬ ‫عند ضغط‬‫مثل محلول ‪ HCl‬ويكون تركيزه (‪ .)1 M‬تحتوي الانبوبة الزجاجية في اسفلها‬‫على قطعة من البلاتين مغطاة بطبقة خشنة من البلاتين الاسود متصلة بسلك من‬ ‫طبقة خشنة من البلاتين‬ ‫الاسود تغطي قطب ‪Pt‬‬‫البلاتين‪ .‬ويستخدم عنصر البلاتين لصنع هذا النوع من الاقطاب لانه مادة‬‫خاملة لا تعاني تأكسد ًا واختزال ًا تحت الظروف التي يستخدم بها ولكنها‬ ‫الشكل ‪6-4‬‬ ‫قطب الهيدروجين القياسي‬ ‫تقوم بمهمتين‪:‬‬ ‫أ‪ -‬توفير سطح للقطب يمكن تفكك جزيئات الهيدروجين عليه‪.‬‬ ‫ب‪ -‬توفير وسيلة لحدوث توصيل كهربائي مع الدائرة الخارجية‪.‬‬‫يوضح الشكل (‪ )6-4‬قطب الهيدروجين القياسي‪ .‬يرمز لقطب الهيدروجين‬‫القياس بالرمز (‪ )SHE‬وهذا مشـــــتق من الاحرف الاولى للكلمـــــــــات‬‫(‪.)Standard Hydrogen Electrode‬ولقد تم الاتفاق في الاتحاد‬‫الدولي للكيمياء الصرفة والتطبيقية (‪ )IUPAC‬على افتراض ان يكون‬‫جهد قطب الهيدروجين القياسي يساوي صفر فولت (‪.)EoH2 = 0.0 V‬‬‫ان التفاعل الذي يحدث على قطب الهيدروجين القياسي اذا تم استخدامه‬ ‫كأنود (تأكسد) هو كالآتي‪:‬‬‫(‪H2 )g‬‬ ‫‪2H+)aq( +2e-‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪0.0‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫اما اذا استخدم ككاثود (اختزال) فتفاعله يكون‪:‬‬‫‪2H+)aq( +2e-‬‬ ‫(‪H2)g‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪= 0.0 V‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫‪ 3-7-4‬جهود الاﻗﻄاب القياسية‬ ‫‪166‬‬‫يمكن استخدام قطب الهيدروجين القياسي لقياس الجهود القياسية للاقطاب‬‫الاخرى‪ ،‬فعندما يربط هذا القطب مع اي قطب اخر لعمل خلية‪ ،‬سيكون جهد‬‫الخلية القياسي مساوي ًا الى مجموع الجهد القياسي لقطب العنصر مضافا له جهد‬‫قطب الهيدروجين القياسي‪ .‬وبما ان قيمة جهد (‪ )SHE‬يساوي صفر ًا‪ ،‬فمعنى‬‫هذا ان الجهد القياسي لقطب العنصر سيساوي جهد الخلية نفسها‪ .‬وعلى هذا‬‫الاساس تم قياس جهود الاختزال القياسية لاقطاب جميع العناصر‪ ،‬وتم ترتيب هذه‬‫الجهود في جدول يعرف باسم جدول جهود الاختزال القياسية‪ .‬يبين الجـــدول‬‫(‪ )2-4‬تفاعلات الاختزال لانصاف الخلايا لمختلف الاقطاب وجهود اختزالها‬ ‫القياسية‪.‬‬

‫) مقاسا عند‬V( ‫جهود الاختزال القياسية للعناصر معبر ًا عنها بوحدة الفولت‬ 2-4 ‫الجدول‬ .1 M ‫ وتراكيز‬oC ‫درجة حرارة‬ HFO2BCAHAH2rlug22g(2(2g+3O2gg2(((()+)+gla(a)2q)aq2+q)()(+++)a+aq+q+))224+23+Heeee+--e2--+(-2ea2q-H)e-++(a2q224)BAACFe+rg2(u-l-a-(H-(q(H(as2)asq)q)g)eg)-(22l)+(aq2) H2O2H2O +2.87 IF2e(s3)(+aq)++2ee-- +1.77 2Fl-(ea(q2a)+q) +1.50 2OBPCCAZCSNBCMFSN2CMLKHHnnebnaedaorulai2gn32i(2((4223222+22+22((((((((((((((((((+g+2++aa+++++2+++2++++aaaaaaaaaaaaaaaaaa)Oqq++qqqqqqqqqqqqqqqqqq))))))))))))))))))))++++++++++++++++++++++2e2ee22222232223222222H-e--eeeeeeeeeeeeeeeee2------------------O + 4e- 4OH-(aq) + 1.36 2OH-(aq) + 1.23 SCnu2((+sa)q) + 1.07 ‫تزداد القوة كعامل مؤكسد‬ + 0.92 ‫تزداد القوة كعامل مختزل‬ HPb2((gs)) + 0.85 + 0.80 Sn (s) + 0.77 +0.53 Ni (s) + 0.40 Co (s) + 0.34 + 0.13 Cd(s) Fe (s) 0.00 Cr(s) - 0.13 - 0.14 Zn(s) + - 0.25 H2 (g) - 0.28 Mn(s) - 0.40 - 0.44 Al (s) - 0.74 - 0.76 Be(s) - 0.83 Mg(s) - 1.18 Na (s) - 1.66 Ca (s) - 1.85 Ba (s) - 2.37 - 2.71 K(s) - 2.87 Li(s) - 2.90 - 2.93 - 3.05167

‫ولتوضيح عملية قياس الجهود القياسية للاقطاب باستخدام قطب الهيدروجين‬‫القياسي‪ ،‬نأخذ على سبيل المثال خلية مكونة من قطب الخارصين كأنود وقطب‬‫الهيدروجين ككاثود والموضحة في الشكل جانب ًا‪ ،‬فعند قياس جهد الخلية القياسي‬ ‫‪+‬‬ ‫‪-‬‬ ‫العلاقة‪:‬‬ ‫وحسب‬ ‫الخلية‬ ‫لهذه‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪E E E= +o o‬‬ ‫‪o‬‬‫(‪)SHE‬‬ ‫‪cell anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫جهد‬ ‫ان‬ ‫لهذه الخليه تساوي ‪ +0.763 V‬وبما‬ ‫‪Eo‬‬ ‫قيمة‬ ‫ان‬ ‫وجد‬ ‫‪cell‬‬ ‫يساوي صفر ًا فعليه‪.‬‬ ‫‪E E E=o‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪+o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫= ‪0.763 V‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪+0.0‬‬ ‫‪V‬‬ ‫قطب الخارصين‬ ‫قطب الهيدروجين‬ ‫‪anode‬‬ ‫(الآنود)‬ ‫(الكاثود)‬ ‫= ‪Eo‬‬ ‫‪+0.763 V‬‬ ‫تأكسد‬ ‫اختزال‬ ‫‪anode‬‬‫وهذا يعني ان جهد التأكسد القياسي للخارصين يساوي ‪ +0.763 V‬ولذلك‬ ‫تمرين ‪4-4‬‬‫يكون جهد الاختزال القياسي له مساوٍا الى ‪ ،-0.763 V‬اي ان جهد الخلية‬‫للخلية الموضحة في الشكل ادناه القياسي يمثل الجهد القياسي لقطب الخارصين لان القطب الاخر المربوط معه هو‬ ‫المكونة من قطب الهيدروجين كأنود (‪.)SHE‬‬‫وقطب النحاس ككاثود‪ .‬احسب الجهد يمكن استخدام جدول جهود الاختزال القياسية للعناصر لمقارنة قوتها عند‬‫القياسي لقطب النحاس‪ ،‬اذا علمت ان استخدامها كعوامل مؤكسدة وعوامل مختزلة‪ ،‬حيث ت ُعد قيم جهود الاختزال‬‫جهد الخلية القياسي الذي تمت قراءته في القياسية مقياسا عمليا للقدرة علىالتاكسد والاختزال‪ .‬ولابد ان نعرف النقاط‬ ‫التالية المهمة حول هذا الجدول عند استخدامة في الحسابات‪.‬‬‫‪-1‬قيمالجهودالقياسيةللاقطابفيالجدول‪2-4‬تمثلجهودالاختزالالقياسيةلها‪.‬‬ ‫مقياس الجهد يساوي‪.+0.337 V‬‬‫‪ -2‬تقل جهود الاختزال القياسية كلما اتجهنا الى اسفل الجدول وهذا يعني زيادة‬ ‫‪+‬‬ ‫‪-‬‬‫سهولة تأكسدها اي زيادة قوتها كعوامل مختزلة حيث يبدأ من الاعلى لاكبر‬ ‫جهد اختزال ‪ +2.87 V‬لعنصر الفلور‪.‬‬‫‪F2)g( + 2e-‬‬ ‫(‪2F)-aq‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪+2.87‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫الى الاسفل لاوط�ا جهد اختزال ‪ -3.04 V‬لعنصر الليثيوم‪.‬‬ ‫اختزال تأكسد‬‫‪Li+)aq( + e-‬‬ ‫(‪Li)s‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪-3.04‬‬ ‫‪V‬‬ ‫قطب النحاس (الكاثود) قطب الهيدروجين (الآنود)‬ ‫‪cathode‬‬‫لذا ُيعد ‪ Li+‬هو العامل المؤكسد الاضعف لكونه المادة الاصعب في الاختزال‪.‬‬ ‫ج ‪+0.337 V :‬‬‫وبالمقابل يكون عنصر ‪ F‬هو العامل المختزل الاضعف لكونه المادة الاصعب‬ ‫في التأكسد‪.‬‬‫‪ -3‬الجهد القياسي لاي خلية يشكل احد اقطابها قطب الهيدروجين القياسي‬‫(‪ )SHE‬يساوي الجهد القياسي لقطب العنصر القياسي المربوط مع قطب‬ ‫الهيدروجين القياسي في الخلية كما موضح في المثال اعلاه‪.‬‬‫‪ -4‬ان ميل تفاعل نصف الخلية الذي يحدث عند الانود (تأكسد) في قطب‬‫نصف‬ ‫تفاعل‬ ‫ميل‬ ‫عكس‬ ‫هو‬ ‫)‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫التأكسد‬ ‫جهد‬ ‫(قيمة‬ ‫معين‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪168‬‬

‫الخلية الذي يحدث عند الكاثود (اختزال) (قيمة جهد الاختزال القياسي‬ ‫الاختزال‬ ‫لتفاعل‬ ‫القطب‬ ‫جهد‬ ‫المثال‬ ‫سبيل‬ ‫فعلى‬ ‫نفسه‪.‬‬ ‫للقطب‬ ‫)‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫لنصف الخلية في قطب الليثيوم يساوي ‪ ،-3.04 V‬فان جهد القطب لتفاعل‬ ‫التأكسد لنصف الخلية في هذا القطب يساوي ‪.+3.04 V‬‬ ‫‪Li+(aq) + e-‬‬ ‫)‪Li(s‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪-3.04‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫)‪Li(s‬‬ ‫‪Li+(aq) + e-‬‬ ‫= ‪Eo‬‬ ‫‪+3.04‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪ 4-7-4‬حساب جهد الخلية القياسي‬ ‫عند حساب جهد الخلية القياسي يجب مراعاة النقاط الاتية‪:‬‬ ‫‪ -1‬يتم اختيار قطب الانود للعنصر الذي يمتلك اقل جهد اختزال قياسي‪ .‬بينما‬ ‫يتم اختيار قطب الكاثود للعنصر الذي يمتلك اعلى جهد اختزال قياسي‪.‬‬ ‫‪ -2‬يجب ان يكون عدد الالكترونات المفقودة عند قطب الانود (عملية‬ ‫التأكسد)مساوٍا لعدد الالكترونات المكتسبة عند قطب الكاثود (عملية‬ ‫الاختزال)‪ .‬وفي حال انها غير متساوية فيجب اخذ المضاعف المشترك‬ ‫الأصغر لاعداد الالكترونات حتى يتم حذفها من طرفي تفاعلات نصفي الخلية انتبه !‬ ‫والحصول على التفاعل العام للخلية الخالي من الالكترونات‪.‬‬‫‪ -3‬في حال كون عدد الالكترونات المفقودة في عمليه التأكسد غير مساوية لعدد الخواص المركزة هي تلك الخواص‬‫الالكترونات المكتسبة في عملية الاختزال واخذ المضاعف المشترك الأصغر‪ .‬التي لاتعتمد على كمية المادة‪ .‬راجع‬‫وعند ضرب طرفي معادلات الاقطاب بعدد معين‪ ،‬فان قيمة جهد القطب التعريف في الفصل الاول ص‪. 26‬‬ ‫القياسي تبقى ثابتة لا تتغير‪ ،‬وذلك لان الجهد من الخواص المركزة التي لا‬ ‫يعتمد على كمية المادة المشتركة في التفاعل وإنما يعتمد على التركيز المولاري‬ ‫لايونات محلول القطب‪ .‬فعلى سبيل المثال‪:‬‬ ‫‪I2(s) + 2e-‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪I-‬‬ ‫‪Eo I2/I- = 0.53 V‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫‪2I2(s) + 4e-‬‬ ‫‪4‬‬ ‫‪I-‬‬ ‫‪Eo I2/I- = 0.53 V‬‬ ‫)‪(aq‬‬ ‫‪ -4‬تفاعلات نصفي الخلية هي تفاعلات انعكاسية‪ ،‬حيث يمكن لاي قطب ان‬ ‫يعمل كأنود او ككاثود‪ ،‬اعتماد ًا على الظروف التي يستعمل فيها‪.‬‬ ‫الخلية‬ ‫نصفي‬ ‫تفاعلات‬ ‫تكتب‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫قيمة‬ ‫لاستخراج‬ ‫‪-5‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫عند الاقطاب وتكتب امامها قيم جهودها القياسية ثم تستخدم العلاقة الاتية‬ ‫‪E E E=o‬‬ ‫لحساب ‪:Eocell‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪+o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫اما اذا اعطيت جهود الاختزال القياسية وتم اخذها من الجدول مباشر ًة فيمكن‬ ‫استخدامها كما هي واستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬‫‪169‬‬ ‫‪E E E= -o o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫‪anode‬‬

‫اي ان جهد الخلية القياسي يمثل الفرق بين جهدي الاختزال لقطبي الخلية‪.‬‬‫‪ -6‬اذا كانت قيمة جهد الخلية القياسي موجبة (‪ )Eocell = +‬تكون تفاعلات‬‫فتكون‬ ‫‪)Eocell‬‬ ‫=‬ ‫(‪-‬‬ ‫سالبة‬ ‫قيمة‬ ‫كانت‬ ‫اذا‬ ‫اما‬ ‫تلقائية‪.‬‬ ‫اقطابها‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫تفاعلات الاقطاب فيها غير تلقائية‪.‬‬ ‫مثال ‪5-4‬‬‫اكتب تفاعلات نصفي خلية دانيال الموضحة في الشكل المجاور وتفاعلها‬‫العام‪ ،‬واحسب جهد الخلية القياسي‪ .‬اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية‬ ‫‪ oCu2+/Cu = +0.34 V‬و‪. EoZn2+/Zn = - 0.76 V E‬‬‫لتبيانانالجهدالقياسيهوجهداختزال)‪.‬‬ ‫(معلومة‪:‬نستخدمالرمز‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪Cu2+/Cu‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪-‬‬‫عند النظرالى قيم جهود الاختزال القياسية يجب ان نختار قطب النحاس‬‫ككاثود لانه يمتلك اعلىجهد اختزال قياسي وقطب الخارصين انود ًا لانه يمتلك اقل‬ ‫جهد اختزال قياسي } النقطة (‪.{)1‬‬‫(‪Zn)s‬‬ ‫‪Zn)2a+q( + 2e-‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪+0.76‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪anode‬‬‫‪Cu)2a+q( + 2e-‬‬ ‫(‪Cu)s‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪+0.34‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cathode‬‬‫لاحظ هنا اننا عكسنا اشارة جهد الاختزال القياسي للخارصين لاننا استعملناه‬‫كأنود }النقطة (‪ .{)4‬نحصل على التفاعل العام للخلية من حاصل جمع تفاعلات‬ ‫تمرين ‪5-4‬‬ ‫احسب‬‫الالكترونات‬ ‫عدد‬ ‫يساوي‬ ‫المفقودة‬ ‫نصفي الخلية اذا كان عدد الالكترونات‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫المكتسبة كما هو في تفاعلات هذه الخلية‪.‬‬ ‫لخلية تم عملها من قطب الكادميوم‬‫(‪Zn)s( + Cu)2a+q‬‬ ‫(‪Zn)2a+q‬‬ ‫(‪+ Cu)s‬‬ ‫‪ Cd‬المغمور في محلول ‪ 1 M‬من‬‫‪E E E= +o o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫نترات الكادميوم وقطب الكروم ‪Cr‬‬‫‪cell‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪cathode‬‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪)+0.76‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪)+0.34‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫=‬ ‫‪1.10‬‬ ‫‪V‬‬ ‫المغمور في ‪ 1 M‬نترات الكروم‪ .‬اذا‬ ‫‪cell‬‬ ‫علمت ان جهود الاختزال القياسية‬‫ملاحظة‪ :‬ويمكن حساب جهد خلية دانيال القياسي باستخدام العلاقة‪:‬‬ ‫‪E‬‬ ‫‪o‬‬ ‫=‬ ‫‪-0.40‬‬ ‫‪V‬‬‫‪E E E= -o o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫‪Cd2+/Cd‬‬‫‪cell‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪.E‬‬ ‫‪o‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪0.74‬‬ ‫‪V‬‬ ‫و‬‫على شرط ان ناخذ قيم جهود الاختزال القياسية من الجدول مباشر ًة بدون‬ ‫‪Cr3+/Cr‬‬ ‫تغيير وعلى الشكل الاتي‪:‬‬ ‫ج ‪+0.34 V :‬‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪0.34‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪)-‬‬ ‫‪0.76‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫=‬ ‫‪1.10‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪ 5-7-4‬انواﻉ الاﻗﻄاب ‪Types of Electrodes‬‬ ‫‪170‬‬‫كما هو معلوم تتكون اي خلية كلفانية من قطبين هما الانود والكاثود‪ .‬وعند‬‫تصميم اي خلية لابد ان نعرف فكرة عن الاقطاب المستخدمة في تصنيع هذا‬

‫النوع من الخلايا‪ ،‬وسنتطرق هنا الى الانواع الشائعة من الاقطاب المستخدمة في‬ ‫بناء الخلايا الكلفانية‪.‬‬ ‫‪ - 1‬قطب الفلز ‪ /‬ايون الفلز‬ ‫يتكون هذا النوع من الاقطاب من غمر لوح من الفلز في محلول ايونات‬ ‫ذلك الفلز‪ ،‬مثال ذلك قطب الخارصين (‪ )Zn/Zn2+‬الذي يتكون من غمر لوح تمرين ‪6-4‬‬‫من الخارصين في محلول كبريتات الخارصين‪ ،‬ويكون تفاعل القطب على الصور هل يمكن حدوث كل من تفاعلات‬‫التأكســـــــــــــــــــد والاختزال الممثلة‬ ‫التالية‪ ،‬عند استخدامه كأنود او ككاثود‪:‬‬‫بالمعادلات التالية تحت الظــــــــــــــروف‬ ‫)‪Zn(2a+q‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫)‪Zn(s‬‬ ‫اختزال (الكاثود)‬‫القياسية بشـــــــــــــــكل تلقائي‪ ،‬اذا‬ ‫)‪Zn(s‬‬ ‫)‪Zn(2a+q‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫تأكسد (الانود)‬‫علمت ان جهود الاختزال القياسية‬ ‫‪ - 2‬القطب الغازي‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪=-‬‬ ‫‪Co2+/Co‬‬ ‫‪0.28‬‬ ‫‪V‬‬ ‫ويتكون من ضخ غاز خلال انبوبة زجاجية بضغط معين داخل محلول يحتوي‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪0.25‬‬ ‫‪V‬‬ ‫على ايونات ذلك الغاز‪ .‬ولكون الغاز غير موصل للتيار الكهربائي يستخدم عادة و‬ ‫‪Ni2+/Ni‬‬ ‫و‬ ‫سلك من البلاتين كعنصر خامل يكون مثبت في الانبوبة الزجاجية ليعمل كسطح‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪0.44‬‬ ‫‪V‬‬ ‫و‬ ‫‪Fe2+/Fe‬‬ ‫موصل للتيار الكهربائي‪ .‬وعلى سبيل المثال‪ ،‬ضخ غاز الهيدروجين بضغط ‪1 atm‬‬‫‪.‬‬ ‫في محلول يحتوي على ايونات الهيدروجين كمحلول ‪ .HCl‬وتفاعل الانود لقطب‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪=+1.50‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪Au3+/Au‬‬‫)‪Ni(s) + Co2(+aq‬‬ ‫الهيدروجين الذين يحدث عند سطح قطعة البلاتين يكون على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫)‪Ni2(+aq‬‬ ‫)‪+ Co(s‬‬ ‫)‪H2(g‬‬ ‫‪2H+(aq) + 2e-‬‬ ‫تأكسد (الانود)‬ ‫او ضخ غاز الكلور في محلول يحتوي على ايونات الكلور كمحلول ‪ HCl‬او‬‫)‪3Fe(s) + 2 Au3(+aq‬‬ ‫‪ .NaCl‬ويكون تفاعل الكاثود لقطب الكلور الذي يحدث على سطح قطعة‬ ‫)‪3Fe2(+aq) + 2Au(s‬‬ ‫‪Cl2(g) + 2e-‬‬ ‫)‪2Cl(-aq‬‬ ‫البلاتين على الشكل الاتي ‪:‬‬ ‫ج ‪ :‬غير تلقائي ; تلقائي‪.‬‬ ‫اختزال (الكاثود)‬ ‫‪ -3‬أقطاب التأكسد والاختزال‬ ‫تتكون عادة من غمر سلك من البلاتين اوعمود من الكرافيت في محلول‬ ‫يحتوي على ايونات عنصر له حالتي تأكسد مختلفتين‪ .‬وعلى سبيل المثال‪ ،‬غمر‬ ‫سلك من البلاتين في محلول يحتوي على ايونات ‪ Fe2+‬و ‪( Fe3+‬او في محلول‬ ‫يحتوي على ايونات ‪ Sn2+‬و ‪ .)Sn4+‬حيث يمكن كتابة تفاعلات التأكسد عندما‬ ‫يكون هذا القطب انود ًا على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫)‪Fe(2a+q‬‬ ‫‪Fe(3a+q) + e-‬‬ ‫‪ 6-7-4‬التعبير عن الخلية الكلفانية كتاب ًة‬ ‫تستخدم في احيان كثيرة طريقة الترميز للتعبير عن الخلية الكلفانيةكتابة‬ ‫ولذلك يجب ان نتعلم اول ًا طريقة التعبير عن الاقطاب كتاب ًة ومن ثم استعمال ذلك‬ ‫للتعبير عن الخلية‪ .‬للتعبيرعن قطب فلز‪/‬ايون الفلز‪ ،‬ولناخذ مثل ًا قطب الخارصين‬‫المغمور في محلول كبريتات الخارصين في تفاعل الاختزال الذي يعبر عنه كالآتي‪171 :‬‬

‫‪Zn(2a+q) + 2e-‬‬ ‫)‪Zn(s‬‬ ‫تفاعل اختزال (الكاثود)‬‫يعبر عنه كما يظهر في معادلة نصف الخلية حيث يوضع رمز ايون الفلز اول ًا‬‫وبجانبه يوضع بين قوسين تركيزه المولاري ثم ُيرسم خط عمودي ثم ُيكتب رمز‬ ‫الفلز وعلى الصورة الاتية‪:‬‬‫‪Zn2+ (1 M)| Zn‬‬ ‫او تفاعل تأكسد‪:‬‬‫‪Zn(s) → Zn(2a+q) + 2e-‬‬ ‫تفاعل تأكسد (الانود)‬‫في هذه الحالة يكتب رمز الفلز اول ًا ثم يرسم خط عمودي ثم يكتب رمز ايون الفلز‬‫وبجانبه يوضع بين قوسين تركيزه المولاري وذلك كما يظهر التسلسل في معادلة‬ ‫نصف الخلية‪:‬‬‫)‪Zn | Zn2+ (1M‬‬‫يمثل الخط العمودي حد الطور ‪ ،‬فنلاحظ ان الخارصين في الطور الصلب (‪)s‬‬‫وايونات الخارصين في محلولها المائي (‪ )aq‬طور سائل وعليه ُيرسم خط ًا عمودي ًا‬‫لتبيان الحد الفاصل بين الطورين‪ .‬ويجب وضع تركيز المحلول بعد رمز الايون‪،‬‬ ‫حيث يمثل (‪ )11M‬التركيز القياسي واحد مولاري‪.‬‬‫اما التعبير عن القطب الغازي كتابة فيمكن توضيحه في التعبير عن قطب‬ ‫الهيدروجين كتاب ًة‪ .‬فمثل ًا في تفاعل التأكسد‪:‬‬‫)‪H2(g‬‬ ‫‪2H+(aq) + 2e-‬‬ ‫تفاعل تأكسد (الانود)‬‫يعبر عن القطب بوضع مكونات تفاعل نصف الخلية كما يظهر تسلسلها في‬‫معادلة القطب‪ ،‬يوضع رمز غاز الهيدروجين اول ًا وبجانبه يكتب بين قوسين قيمة‬‫ضغط الغاز (هكذا الحال بالنسبة للغازات) ثم يكتب رمز ايون الغاز وبجانبه‬ ‫يوضع تركيزه المولاري‪.‬‬ ‫)‪Pt | H2 (1 atm) | H+ (1 M‬‬‫ولكون الغاز غير موصل للتيار الكهربائي يستخدم معه سلك من البلاتين لهذا‬‫الغرض حيث يكتب في اول التعبير اذا استخدم انود ًا وفي اخره اذا استعمل‬‫كاثود ًا‪ .‬اما في اقطاب التأكسد والاختزال فيعبر عن القطب كتابة على الصورة‬‫التالية لقطب يحتوي محلوله على ايونات ‪ Fe2+‬و ‪ Fe3+‬لتفاعل التأكسد كالاتي‪:‬‬‫)‪Fe(2a+q‬‬ ‫تفاعل تأكسد (الانود) ‪Fe(3a+q) + e-‬‬‫)‪Pt | Fe2+ (1 M) ; Fe3+ (1 M‬‬‫وهذا النوع من المحاليل غير موصل للتيار الكهربائي شأنه شأن الغازات لذا يجب‬‫غمر سلك من البلاتين في داخله وكتابة رمز البلاتين ‪ Pt‬عند التعبير عن القطب‬ ‫‪172‬‬‫كتابة‪ ،‬كما في التعبير عن القطب الغازي‪ .‬ويلاحظ هنا وضع (;) بين رمزي‬ ‫الآيونين لكونهما موجودين في نفس المحلول‪.‬‬

‫طالما اننا تعلمنا التعبير عن الاقطاب كتابة‪ ،‬يمكننا الان بسهولة التعبير عن‬ ‫الخلية كتابة وذلك بدمج قطبي الانود (تأكسد) والكاثود (اختزال)‪ .‬وللتعبير‬ ‫عن الخلية كتاب ًة يكتب تفاعل التأكسد عند قطب الانود على اليسار‪ ،‬اما تفاعل‬ ‫الاختزال عند قطب الكاثود فيكتب على اليمين ويفصل بينهما عادة خطان‬ ‫عموديان متوازيان يمثلان الجسر الملحي في الخلية‪.‬‬ ‫وعلى سبيل المثال‪ ،‬للتعبير عن خلية دانيال ذات التفاعل العام‪:‬‬ ‫(‪Zn)s( + Cu)2a+q‬‬ ‫(‪Zn)2a+q( + Cu)s‬‬ ‫يعبر عن هذه الخلية كتابة على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫تفاعل الاختزال عند الكاثود || تفاعل التأكسد عند الانود‬ ‫‪Zn | Zn2+ )1 M( || Cu2+ )1 M( | Cu‬‬ ‫يمثل الخطان العموديان في الوسط الجسر الملحي في الخلية‪.‬‬ ‫مثال ‪6-4‬‬ ‫عبر عن الخلية الموضح شكلها في الرسم المجاور كتاب ًة ثم اكتب تفاعلات‬ ‫نصفي الخلية وتفاعلها العام‪ .‬مقياسالجهد‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫جسر ملحي‬ ‫(‪Zn)s‬‬ ‫‪Zn)2a+q( + 2e-‬‬ ‫تفاعل التأكسد عند الانود‪:‬‬ ‫قطب ‪Pt‬‬ ‫‪2H+)aq( +2e-‬‬ ‫(‪H2)g‬‬ ‫تفاعل الاختزال عند الكاثود‪:‬‬‫قطب الخارصين‬ ‫قطب الهيدروجين‬ ‫والتفاعل العام للخلية الناﰋ من حاصل جمع تفاعلي نصف الخلية يكون كالاتي‪:‬‬ ‫(‪Zn)s( + 2H+)aq‬‬ ‫(‪Zn)2a+q( + H2)g‬‬ ‫ويعبر عن هذه الخلية كتاب ًة على الصورة الاتية‪:‬‬ ‫‪Zn | Zn2+ )1 M( || H+ )1 M( | H2 )1 atm( | Pt‬‬‫‪Keq‬‬ ‫ﺍﻻﺗﺰﺍﻥ‬ ‫ﻭﺛﺎﺑﺖ‬ ‫‪∆oG‬‬ ‫ﺍﻟﻘﻴﺎﺳﻴﺔ‬ ‫ﺍﳊﺮﺓ‬ ‫ﻛﺒﺲ‬ ‫ﻭﻃﺎﻗﺔ‬ ‫‪Eo‬‬ ‫ﺍﳋﻠﻴﺔ‬ ‫ﺟﻬﺪ‬ ‫ﺑﲔ‬ ‫ﺍﻟﻌﻼﻗﺔ‬ ‫‪7-7-4‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫كما عرفنا ان الخلايا الكلفانية تحول الطاقة الكيميائية الى طاقة كهربائية‬ ‫لانجاز شغل‪ .‬ان الطاقة الكهربائية } بوحدة الجول (‪ {)J‬التي تنتجها الخلية تساوي‬ ‫انتبه !‬ ‫الكلية‬ ‫الكهربائية‬ ‫الشحنة‬ ‫في‬ ‫مضروبا‬ ‫(‪)V‬‬ ‫الفولت‬ ‫بوحدة‬ ‫‪Eo‬‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫‪cell‬‬ ‫بوحدة الكولوم (‪ )Columb( )C‬المارة خلال الخلية‪.‬‬‫ان حاصل ضرب وحدة الكولوم‬ ‫الطاقة الكهربائية (‪ = )J‬جهد الخلية (‪ × )V‬الشحنة الكلية (‪)C‬‬‫(‪ )C‬في وحدة الفولت (‪ )V‬تساوي‬ ‫لذا فوحدة الجول تساوي حاصل ضرب وحدة الفولت (‪ )V‬في وحدة الشحنة‬ ‫وحدة الجول (‪.)J‬‬ ‫بالكولوم (‪ ،)C‬اي ان‪:‬‬‫‪173‬‬ ‫‪1 J = 1V × 1C‬‬

‫والشحنة الكلية المارة في الخلية تساوي حاصل ضرب عدد مولات الالكترونات‬‫(‪ )n‬في الشحنة الكلية لمول واحد من الالكترونات التي تسمى بالفاراداي‬‫(‪ )Faraday‬ويرمز لها بالرمز (‪ .)F‬اي ان الشحنة الكلية المارة في الخلية‬‫تساوي (‪ .)n×F‬وكما هو معروف ان المول الواحد يحتوي على عدد افوكادرو‬‫(‪ )NA‬من الالكترونات‪ ،‬لذا فالفاراداي (‪ )F‬يساوي حاصل ضرب شحنة‬ ‫الالكترون في عدد افوكادرو‪.‬‬ ‫‪ = F‬شحنة الالكترون (‪ × )e-‬عدد افوكادرو (‪)NA‬‬‫وقيمة‬ ‫‪NA‬‬ ‫=‬ ‫‪6.023×1023‬‬ ‫وبالتعويض عن قيمة عدد افوكادرو‬ ‫على ‪:‬‬ ‫شحنة الالكترون ‪=1.6×10-19 C‬‬ ‫نحصل‬ ‫‪e-‬‬ ‫تمرين ‪7-4‬‬‫‪F = 6.023 × 1023 × 1.6 × 10-19 (C) = 96478 C/mol.e-‬‬ ‫التفاعل العام لخلية كلفانية هو‬ ‫)‪ Cl2(g) + 2Ag(s‬تقرب هذه القيمة الى ‪ 96500 C/mol.e-‬في الحسابات الكيميائية‪.‬‬ ‫الآتي‪:‬‬ ‫لذا فالطاقة الكهربائية تساوي ‪:‬‬ ‫)‪2 Cl-(aq)+ 2Ag+(aq‬‬ ‫الطاقة الكهربائية (‪ = )J‬الشحنة الكلية (‪ × )nF‬جهد الخلية (‪)Eocell‬‬ ‫الظروف‬ ‫عبر عن الخلية كتاب ًة عند‬ ‫= ‪nFEocell‬‬ ‫التأكسد‬ ‫القياسية ثم بين تفاعلي‬ ‫والاختزال‪.‬‬‫ان الطاقة الكهربائية الناتجة من الخلايا الكلفانية (‪ )nFEocell‬تساوي عكس‬ ‫اشارة طاقة كبس الحرة القياسية ‪ ∆oG‬وعليه‪:‬‬ ‫‪∆oG = - nFEocell‬‬ ‫)‪(1‬‬ ‫تمرين ‪8-4‬‬ ‫هل بامكان محلول ‪ HCl‬اذابة فلز‬‫وكما هو معروف انه عندما تكون قيمة الطاقة الحرة سالبة فإن ذلك يعني ان‬ ‫الفضة الموجود في محلول يحتوي على‬ ‫‪o‬‬‫لابد‬ ‫سالبة‬ ‫قيمة‬ ‫تصبح‬ ‫ولكي‬ ‫اعلاه‬ ‫في‬ ‫(‪)1‬‬ ‫العلاقة‬ ‫وفي‬ ‫تلقائي‪.‬‬ ‫التفاعل‬ ‫ايون الفضة ‪ Ag+‬بتركيز (‪ )1M‬للخلية‬ ‫‪∆G‬‬ ‫التالية‪ ،‬علما ان جهد الاختزال القياسي‬‫اكنل تماكزواند اتشاترلةقا‪ll‬ئ‪e‬ي‪c‬ة‪ o‬ال‪E‬تمفاوعجلباة‪.‬توالعتلييهتجكرلمياعكناند اقت قطيابمهةا ‪el.l‬ن‪c‬ل‪o‬ا‪E‬حللظ اخيليةض ًاممونجبالةعالكاثقرة‬ ‫للفضة ‪. Eo Ag+/Ag =+0.80 V‬‬‫(‪ )1‬انها لا تحتوي على تراكيز او ضغوط للاصناف التي تشترك في تفاعلات‬‫الخلية وكذلك انها لا تحتوي على درجة حرارة لذا فمن الممكن كتابتها بدلالة جهد‬ ‫(معلومة‪ :‬يقصد بذوبان الفلز في المحلول‬‫الخلية القياسي ‪Eocell‬وطاقة كبس الحرة القياسية ‪ ∆oG‬وعلى الصورة الاتية‪:‬‬ ‫هي حدوث التفاعل بشكل تلقائي)‪.‬‬ ‫‪∆oG = - nFEocell‬‬ ‫)‪(2‬‬ ‫)‪Ag | Ag+ (1 M) || H+ (1 M‬‬‫لقد تعرفنا سابق ًا على العلاقة بين طاقة كبس الحرة القياسية ‪ ∆oG‬وثابت‬ ‫‪| H2 (1 atm) | Pt‬‬ ‫الاتزان ‪ Keq‬في فصل الاتزان الكيميائي والتي هي ‪:‬‬ ‫ج ‪ :‬لا يذيب الفلز‪.‬‬ ‫‪∆oG = - RT ln Keq‬‬ ‫)‪(3‬‬ ‫‪174‬‬

‫وعند التعويض عن قيمة ‪ ∆oG‬من المعادلة (‪ )3‬في المعادلة (‪ )2‬نحصل على ‪:‬‬ ‫(‪- RT ln Keq = - nFEocell )4‬‬ ‫وباعادة ترتيب المعادلة (‪ )4‬نجد ان‪:‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫ـــــ‪T‬ــــ‪R‬ـــ‬ ‫‪ln‬‬ ‫‪Keq‬‬ ‫(‪)5‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪nF‬‬ ‫يمكن تبسيط المعادلة (‪ )5‬بالتعويض عن قيمة درجة الحرارة ‪ )298 K(25oC‬انتبه !‬‫وقيمة‪R=8.314J/K.mole‬وقيمة ‪F=96500C/mol.e-‬لنحصلعلى‪ :‬هذه العلاقة تستخدم فقط عندما‬‫تكون التفاعلات عند درجة حرارة‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫ــ(ــــ‪K‬ـــ)ــــ‪8‬ـــ‪9‬ـــ‪2‬ـــــ×ـــ(ــ‪l‬ـــ‪o‬ـــــ‪m‬ــــ‪.‬ـــــ‪K‬ــــ‪/‬ــ‪J‬ـــ)ــــ‪4‬ـــ‪1‬ـــ‪3‬ــ‪.‬ـــ‪8‬‬ ‫‪lnKeq‬‬ ‫‪. )298 K(25oC‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫( ‪n × 96500 )C/mol.e-‬‬ ‫الجدول ‪3-4‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫ــــ(ـــــ‪V‬ــ)ـــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ـ‪.‬ـــ‪0‬ــ‬ ‫‪lnKeq‬‬‫العلاقة بين الطاقة الحرة القياسية ‪ ∆oG‬وجهد‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪n‬‬‫وثابت الاتزان ‪Keq‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫‪cell‬‬ ‫حيث ان ‪ n‬عدد مولات من الالكترونات التي تشترك في تفاعل التأكسد‬ ‫والاختزال والتي يتم حذفها عند جمع تفاعلي نصفي الخلية لايجاد التفاعل‬ ‫العام‪ .‬تستخدم هذه المعادلة فقط عندما يكون تفاعل الخليــة عنـد درجـة حـرارة‬ ‫‪ .)298 K(25oC‬يوضح الجـدول (‪ )3 - 4‬العلاقة بين الطاقة الحرة القياسية‬‫التفاعل‬ ‫للخلية‪.‬‬ ‫العام‬ ‫للتفاعل‬ ‫الاتزان‪Keq‬‬ ‫وثابت‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫وجهد‬ ‫‪∆oG‬‬ ‫تحت‬ ‫‪cell‬‬‫الظروف‬‫القياسية‬ ‫‪o‬‬ ‫‪Keq‬‬ ‫‪∆oG‬‬ ‫مثال ‪7 - 4‬‬ ‫خلية كلفانية قياسية تفاعلها العام كالاتي‪:‬‬ ‫‪E cell‬‬‫يفضل‬ ‫‪ Keq > 1‬موجبة‬ ‫(‪ 2Ag)+aq( + Pb)s‬سالبة‬ ‫(‪2Ag )s(+ Pb)2a+q‬‬‫تكوين‬‫النواﰋ‬ ‫احسب قيمة ‪ ∆oG‬وثابت الاتزان ‪ Keq‬عند درجة حرارة ‪ 25oC‬علم ًا ان جهود‬ ‫الاختزال القياسية ‪ EoPb2+/Pb = -0.13 V‬و ‪ .EoAg+/Ag=+0.80 V‬صفر‬‫النواﰋ‬‫والمتفاعلات‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫متساوية‬ ‫صفر‬ ‫‪Keq = 1‬‬‫بالافضلية‬‫يفضل‬ ‫سالبة‬ ‫‪Keq < 1‬‬ ‫نكتب تفاعلات نصفي الخلية عند الانود (تاكسد) والكاثود (اختزال)‬ ‫تكوين‬‫المتفاعلات‬ ‫موجبة‬ ‫(‪Pb)s‬‬ ‫(‪Pb)2a+q‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫‪EoPb2+/Pb =+0.13 V‬‬ ‫(‪2Ag)+aq‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫‪2Ag‬‬ ‫‪EoAg+/Ag =+0.80 V‬‬ ‫وبالجمع نحصل على التفاعل العام للخلية‬‫‪175‬‬ ‫(‪2Ag)+aq( + Pb)s‬‬ ‫(‪2Ag)s( +Pb)2a+q‬‬

‫‪E E E= +o o‬‬ ‫ويمكن حساب جهد الخلية القياسي ‪.Eocell‬‬‫‪cell‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪o‬‬‫‪cathode‬‬‫‪Eo‬‬ ‫‪=)+0.13‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫‪+)+0.80‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫=‬ ‫‪+‬‬ ‫‪0.93‬‬ ‫‪V‬‬ ‫تمرين ‪9 - 4‬‬ ‫‪cell‬‬‫احسب التغير في طاقة كبس الحرة تحسب قيمة الطاقة الحرة القياسية ‪ ∆Go‬من خلال علاقتها مع جهد الخلية‬ ‫القياسي‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسية لتفاعل الخلية القياسي الاتية‬ ‫‪cell‬‬‫(‪∆oG = - nFEocell = - 2 × 96500 )C/mol.e-( × 0.93 )V‬‬ ‫عند درجة حرارة ‪.25oC‬‬ ‫‪= - 181420 J/mol‬‬ ‫(‪3Hg22)+aq( + 2Cr)s‬‬ ‫ـــــ‪T‬ــــ‪R‬ـــ‬ ‫الاتية‪:‬‬ ‫العلاقة‬ ‫‪ Keq‬تستخدم‬ ‫الاتزان‬ ‫ثابت‬ ‫ولحساب‬ ‫(‪6Hg)l‬‬ ‫(‪+ 2Cr)a3q+‬‬ ‫‪nF‬‬ ‫‪Keq‬‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪ln‬‬ ‫اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية‬ ‫‪cell‬‬‫ولكونالتفاعليحدثعنددرجةحرارة ‪)298 K(25oC‬وقيمة‪n=2‬لانعدد‬ ‫و ‪.EoCr3+E/oCHrg=22-+0/H.7g4=V+0.85 V‬‬‫الالكتروناتالمحذوفةمنطرفيتفاعلاتنصفيالخليةتساوي‪2‬تكونالعلاقةكالاتي‪:‬‬ ‫ــــ(ـــــ‪V‬ــ)ـــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ـ‪.‬ـــ‪0‬ــ‬ ‫ج ‪-920610 J/mol :‬‬ ‫‪2‬‬‫‪+ 0.93 V‬‬ ‫=‬ ‫‪lnKeq‬‬ ‫‪Keq‬‬‫‪Keq = 2.5 × 1031‬‬ ‫قيمة‬ ‫على‬ ‫نحصل‬ ‫المعادلة‬ ‫وبحل‬‫‪ 8-7-4‬ﺍﻋﳣﺎﺩ ﺟﻬﺪ ﺍﳋﻠﻴﺔ ﻋﲆ ﺍﻟﱰﻛﲒ )ﻣﻌﺎﺩﻟﺔ ﻧﲑﻧﺴﺖ(‬ ‫تمرين ‪10 - 4‬‬‫لتفاعل الخلية القياسي التالي عند درجة لقد ركزنا حتى الان على تفاعلات التاكسد والاختزال التي فيها المواد المتفاعلة‬‫والناتجة لتفاعلات الاقطاب في حالتها القياسية‪ ،‬وهي ان تركيزها المولاري يساوي‬‫الواحد الصحيح (‪ .)1 M‬ولكننا نحتاج ايض ًا في احيان كثيرة الى التعامل مع‬ ‫حرارة ‪.25oC‬‬‫تراكيز تختلف عن (‪ .)1 M‬لذا من الضروري ايجاد علاقة تربط جهد الخلية‬ ‫(‪2Fe3)a+q‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪2I‬‬ ‫‪-‬‬ ‫غير القياسي ‪ Ecell‬مع تراكيز مكونات الخلية‪.‬‬ ‫(‪)aq‬‬‫لقد تعرفنا في الثرموداينمك على العلاقة التي تربط الطاقة الحرة القياسية‬ ‫(‪2Fe2)a+q( +I2)s‬‬ ‫اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية‬ ‫‪ ∆oG‬مع الطاقة الحرة غير القياسية ‪ ،∆o G‬فللتفاعل العام الاتي‪:‬‬ ‫و‬ ‫‪،EEoFoeI23/+I/-F=e2++=0+.503.7V7‬‬ ‫‪V‬‬ ‫احسب‪:‬‬‫‪aA + bB‬‬ ‫‪gG + hH‬‬‫ترتبط الطاقة الحرة ‪ ∆G‬مع الطاقة الحرة القياسية ‪ ∆oG‬لهذا التفاعل العام‬ ‫أ‪ -‬جهد الخلية القياسي‪.‬‬‫‪∆G = ∆o G +‬‬ ‫‪RT ln‬‬ ‫‪[G]g [H]h‬‬ ‫بالعلاقة الاتية‪:‬‬ ‫ب‪ -‬طاقة كبس الحرة القياسية‪.‬‬ ‫(‪)1‬‬ ‫ج‪ -‬ثابت الاتزان‪.‬‬ ‫ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ‬ ‫ج ‪ :‬أ‪+0.24 V -‬‬ ‫‪[A]a [B]b‬‬ ‫ب‪-46320 J/mol -‬‬‫حيث ‪ ∆oG‬الطاقة الحرة القياسيـــة و ‪ R‬ثابت الغــازات ويساوي بوحدات‬ ‫ج‪1 × 108 -‬‬‫الطاقة (‪ )R = 8.314 J/K.mol‬و ‪ T‬درجة الحرارة بوحدة الكلفن (‪ ،)K‬و‬ ‫‪ ∆G‬هي الطاقة الحرة غير القياسية‪.‬‬‫ووتحعانصيلحاالقصلس املةق ــســــ‪b‬ـ‪h‬مـــة]]ــــ)ـــ‪B‬ـ‪H.‬ـــ[ـ[ــــ‪a‬ـ‪g‬ـــ]ـ]ــــــ‪A‬ـ‪G‬ــــ[[ يرمز له بالرمز(‪ Q ( )Q‬من ‪Quotient‬‬ ‫‪176‬‬

‫لذا يمكن كتابة المعادلة (‪ )1‬على الصورة الاتية‪:‬‬‫‪∆G = ∆oG+ RT ln Q‬‬ ‫)‪(2‬‬ ‫ومن العلاقة بين الطاقة الحرة القياسية وغير القياسية مع جهد الخلية‪:‬‬‫‪∆G = - nFEcell‬‬ ‫)‪(3‬‬‫‪∆oG = - nFEocell‬‬ ‫)‪(4‬‬‫وبتعويض قيم ‪ ∆G‬و ‪ ∆oG‬من المعادلة (‪ )3‬و (‪ )4‬في المعادلة (‪ )2‬نحصل على‪:‬‬‫)‪- nFEcell = - nFEocell + RT ln Q (5‬‬ ‫وبقسمة المعادلة (‪ )5‬على ‪ - nF‬نحصل على‪:‬‬ ‫ــــ‪T‬ــــ‪R‬ـ‬‫= ‪Ecell‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪nF‬‬ ‫‪ln Q‬‬ ‫)‪(6‬‬ ‫‪cell‬‬‫تسمى المعادلة (‪ )6‬بمعادلة نيرنست (‪ )Nernest equation‬وهي التي تربط‬‫من خلال حاصل القسمة ‪.Q‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫مع‬ ‫‪Ecell‬‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫‪cell‬‬‫وعندما تكون تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة بحالتها القياسية اي (‪ )1 M‬تصبح‬‫قيمة ‪ Q‬مساوية الى الواحد الصحيح وقيمة ‪ ln Q‬تساوي صفر ًا‪ ،‬فيصبح الحد‬ ‫الثاني من المعادلة (‪ )6‬صفرا اي تكون ‪. Ecell =Eocell‬‬‫يمكن تبسيـــــط المعادلـــــة (‪ )6‬بالتعويض عن قيمــــــة درجة الحـــــــرارة‬ ‫‪ (298 K)25oC‬وقيمـــــة‬‫‪ R = 8.314 J/K . mol‬وقيمة ‪ F = 96500 C/ mol.e-‬لنحصل على‪:‬‬‫= ‪Ecell‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪-‬‬ ‫ــــ‪V‬ــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ــ‪.‬ـــ‪0‬‬ ‫‪ln Q‬‬ ‫)‪(7‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪n‬‬‫تستخدم هذه المعادلة فقط عندما يكون تفاعل الخلية عند درجة حرارة‬ ‫‪.(298 K) 25oC‬‬‫تمكننا معادلة نيرنست من حساب ‪ Ecell‬كدالة لتراكيز المواد المتفاعلة‬‫والناتجة في تفاعل الخلية‪ .‬وعلى سبيل المثال خلية دانيال ذات التفاعل العام‪:‬‬‫)‪Zn(s) + Cu(2a+q‬‬ ‫)‪Zn(2a+q) + Cu(s‬‬‫يمكن كتابة معادلة نيرنست لهذه الخلية التي جهدها القياسي يساوي‪1.10 V‬‬ ‫عند درجة حرارة ‪25oC‬على الشكل الاتي‪:‬‬‫= ‪Ecell‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪-‬‬ ‫ــــ‪V‬ــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ــ‪.‬ـــ‪0‬‬ ‫‪ln‬‬ ‫ـــ]ـــ‪+‬ـ‪2‬ــــ‪n‬ــــ‪Z‬ــ[ــ‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪n‬‬ ‫]‪[Cu2+‬‬‫يجب العلم ان تراكيز المواد الصلبة والسائلة في التفاعل العام للخلية يساوي‬‫الواحد الصحيح اي ‪ [Cu] = 1‬و ‪ [Zn] = 1‬لذا لا تظهر في حاصل القسمة‪177 .‬‬

‫مثال ‪8 - 4‬‬ ‫تمرين ‪11 - 4‬‬ ‫باستخدام الخلية‬‫احسب جهد الخلية ‪ Ecell‬عند درجة الحرارة ‪ 25oC‬للخلية التي تفاعلها العام‪:‬‬ ‫الكلفانية‬ ‫الموضحة في الشكل ادناه‬‫(‪2Ag)+aq( + Cu)s‬‬ ‫(‪2Ag)s( + Cu)2a+q‬‬ ‫في تجربة‬‫اذا علمت ان تراكيز الايونات ‪ [Cu2+] = 0.01 M‬و ‪.[Ag+] = 0.01 M‬‬ ‫وجد ان ‪ Ecell‬للخلية تساوي‪0.73 V‬‬‫‪EoAg+/Ag=+0.80 V‬‬ ‫‪EoCu2+/Cu=+0.34 V‬و‬ ‫وجهودالاختزالالقياسية‬ ‫عند ‪ .25oC‬افتــــــــــــــــــرض ان‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫‪ [Zn2+] = 0.1 M‬وضـــــــغط غاز‬ ‫نكتب تفاعلات نصفي الخلية عند الانود (تأكسد) والكاثود (اختزال)‬ ‫الهيدروجين ‪ . 1 atm‬احسب التركيز‬‫(‪Cu)s‬‬ ‫(‪+C2u)e2a-+q‬‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪0.34‬‬ ‫‪V‬‬ ‫المولاري لايونات ‪ .H+‬اذا علمت ان‬‫(‪2Ag)+aq‬‬ ‫(‪2Ag )s‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫‪.EoZn2+/Zn= -0.76 V‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪+‬‬ ‫‪0.80‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cathode‬‬‫(‪2Ag)+aq( + Cu)s‬‬ ‫التفاعل العام للخلية‪2Ag)s( + Cu)2a+q( .‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪-‬‬ ‫‪.‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫القياسي‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫حساب‬ ‫ويمكن‬ ‫‪cell‬‬‫‪E E E=o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪+o‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫‪)-‬‬ ‫‪)+0.80‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫‪anode‬‬ ‫(‪V‬‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫‪0.34‬‬ ‫‪+‬‬ ‫=‬ ‫‪0.46‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫وباستخدام معادلة نيرنست نحسب ‪Ecell‬‬ ‫تأكسد (انود)‬ ‫اختزال (كاثود)‬ ‫ـــ]ــ‪+‬ــ‪2‬ــــ‪u‬ــــ‪C‬ــ[ــ‬ ‫ج ‪0.1 mol/L :‬‬ ‫‪[Ag+]2‬‬‫‪EE = o‬‬ ‫‪-‬‬ ‫ــــ‪V‬ــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ــ‪.‬ـــ‪0‬‬ ‫‪ln‬‬ ‫‪cell cell‬‬ ‫‪n‬‬‫‪Ecell = 0.46 V -‬‬ ‫ــــ‪V‬ــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ــ‪.‬ـــ‪0‬‬ ‫‪ln‬‬ ‫ــــ]ـــ‪1‬ـــ‪0‬ـ‪.‬ـــ‪0‬ـــ[ــ‬ ‫تمرين ‪12 - 4‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪[0.01]2‬‬ ‫للخلية‬ ‫‪ Ecell‬و‬ ‫و‪E‬‬‫‪o‬‬ ‫احسب‬ ‫وبحل المعادلة نحصل على قيمة ‪Ecell‬‬ ‫‪∆G‬‬ ‫الاتية‪:‬‬ ‫‪cell‬‬‫‪Ecell = 0.40 V‬‬ ‫‪Mg | Mg2+ )0.05 M( || Sn2+‬‬‫‪ 8 - 4‬الخلايا الالكتروليتية ‪Electrolyte Cells‬‬ ‫‪)0.04 M( | Sn‬‬‫اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية وهي الخلايا المستهلكة للتيار الكهربائى‪ ،‬وفي هذه الخلايا تتحول الطاقة‬ ‫‪E =o‬‬ ‫‪-0.14‬‬‫الكهربائية الى طاقة كيميائية‪ .‬تجري تفاعلات الخلايا الالكتروليتية بشكــل‬ ‫‪Sn2+/Sn‬‬ ‫‪V‬‬‫غير تلقائي‪ ،‬اي ان قيمـة الطاقة الحرة لها تكون موجبـة (‪ .)∆G = +‬ان‬ ‫‪.EoMg2+/Mg=-2.37 V‬‬‫ج ‪ +2.23 V ; +2.227 V :‬للخلايا الالكتروليتية تطبيقات مهمة في الصناعة‪ .‬فعلى سبيل المثال‪،‬‬ ‫; ‪-429811 J/mol‬‬‫تستخدم خلايا التحليل الكهربائي في تنقية الفلزات وكذلك في عملية الطلاء‬‫الكهربائي‪ .‬وسنتطرق في هذا الموضوع الى بعض الخلايا الالكتروليتية‪:‬‬ ‫‪178‬‬

‫‪ 1 - 8 -4‬ﺧﻠﻴﺔ ﺍﻟﺘﺤﻠﻴﻞ ﺍﻟﻜﻬﺮﺑﺎﰄ ﳌﻨﺼﻬﺮ ﳇﻮﺭﻳﺪ ﺍﻟﺼﻮﺩﻳﻮﻡ‬ ‫يعرف التحليل الكهربائي بانه العملية التي يتم فيها استخدام الطاقة‬ ‫الكهربائية لجعل تفاعل الخلية الالكتروليتية غير التلقائي يحدث‪ .‬ان‬ ‫منصهركلوريد الصوديوم يحتوي على ايونات الصوديوم ‪ Na+‬وايونات‬ ‫الكلوريد ‪ Cl-‬حرة الانتقال‪ .‬يوضح الشكل (‪ )7 - 4‬الخلية الكهربائية‬ ‫لتحليل منصهر كلوريد الصوديوم التي تكون فيها الاقطاب مثل الكاربون‬ ‫او البلاتين مغمورة في منصهر كلوريد الصوديوم‪ .‬وعند عملية التحليل‬ ‫الكهربائي فان الاختزال يحدث على الكاثود حيث تختزل ايونات ‪ Na+‬فقط‬ ‫مكونة فلز الصوديوم ‪ Na‬ويُ َمثل تفاعل نصف الخلية عند الكاثود كالاتي‪:‬‬ ‫اتجاه الالكترونات‬ ‫‪Na++e-‬‬ ‫‪Na‬‬ ‫مخرج‬ ‫مدخل‬ ‫مصدر التيار‬ ‫منصهر ‪Na‬‬ ‫منصهر ‪NaCl‬‬ ‫مخرج ‪Na‬‬ ‫شاشة‬ ‫حديدية‬ ‫منصهر ‪NaCl‬‬ ‫الشكل ‪7-4‬‬ ‫وعند الانود تحدث عملية التاكسد‪ ،‬حيث تتاكسد ايونات الكلوريد ‪ Cl-‬فقط‬‫خلية التحليـــــــــل الكهربائي‬ ‫وعندها يتحرر الكترون الى الانود عند تكون ذرة الكلور المتعادلة‪ ،‬وبعدئذ تتحد‬ ‫لمنصهر كلوريد الصوديوم‬ ‫ذرتان من الكلور وتتحرر على شكل غاز الكلور ‪ .Cl2‬يمكن كتابة نصف تفاعل‬ ‫الخلية الذي يجري عند الانود كالاتي‪:‬‬ ‫‪2Cl- Cl2 + 2e-‬‬ ‫ولموازنة الالكترونات يجب ان نضرب نصف تفاعل الاختزال (الكاثود) ×‪،2‬‬ ‫وتحذف الالكترونات من طرفي معادلات نصفي الخلية‪ ،‬ثم يجمع تفاعلي نصف‬ ‫الخلية للحصول على التفاعل العام كالاتي‪:‬‬ ‫‪2Na+ + 2e-‬‬ ‫‪2Na‬‬ ‫نصف تفاعل الاختزال (الكاثود)‬ ‫نصف تفاعل التأكسد (الانود)‬ ‫‪2Cl- Cl2 + 2e-‬‬ ‫‪2Na+ + 2Cl-‬‬ ‫‪2Na + Cl2‬‬ ‫التفاعل العام للخلية‬ ‫ويجب ابقاء الصوديوم مفصول ًا عن غاز الكلور حتى لا يتفاعلا بشكل ًا تلقائي‬ ‫لتكوين ‪ NaCl‬مرة ثانية‪.‬‬‫‪179‬‬

‫‪ 2 - 8 - 4‬خلايا الﻄلاﺀ الكهرباﰄ‬‫عملية الطلاء الكهربائي طريقة يستخدم بها التحليل الكهربائي لطلاء فلز‬‫معين بطبقة رقيقة من فلز اخر‪ ،‬وللطلاء اهمية كبرى تتمثل بحماية المعادن من‬ ‫اتجاه الالكترونات‬‫الصدأ او التﺂكل‪ ،‬تتركب خلية الطلاء من قطب الانود ويتكون من الفلز النقي‬‫المراد الطلاء به مثل الفضة النقية او الذهب النقي‪ .‬اما الكاثود فيتكون من السطح‬ ‫مصدر التيار‬ ‫المراد طلاؤه مثل ملعقة الطعام او ما شابهها‪.‬‬‫يكون محلول الخلية حاوي ًا على احد املاح الفلز النقي المراد الطلاء به كنترات‬ ‫لوح الفضة‬‫تترسبالفضةعلىالشوكة الفضة (‪ )AgNO3‬او نترات الذهب ]‪ [Au)NO3(3‬عندما يشكل الفضة‬ ‫تذوب الفضة من هذا القطب‬‫او الذهب الانود‪ .‬يبين الشكل (‪ )8 - 4‬خلية طلاء تستخدم بها الفضة لطلاء‬ ‫الشكل ‪8-4‬‬‫شوكة الطعام‪ .‬تعتمد جودة الطلاء على عاملين مهمين هما ان تكون شدة التيار‬ ‫خلية الطلاء الكهربائي‬‫الكهربائي المستخدم ضعيفة وتركيز ايونات الفلز المراد الطلاء به قليل‪.‬‬‫‪Faraday Laws‬‬ ‫‪ 9 - 4‬ﻗوانين فاﺭاداﻱ‬‫استطاع العالم الانكليزي فاراداي (‪ )Faraday‬بالتجارب العملية ان يبرهن‬‫قوانين التحليل الكهربائي والتي سميت بإسمه في بداية القرن التاسع عشر‪.‬‬ ‫وهذه القوانين تنﺺ على الاتي ‪:‬‬ ‫القانون الاول ‪:‬‬‫تتناسب كتلة اي مادة تترسب على الكاثود او تذوب من الانود او تتحرر كغازات‬‫عند هذه الاقطاب مع كمية الكهربائية التي تمر خلال الخلية الكهربائية‪.‬‬ ‫القانون الثاني ‪:‬‬‫تتناسب كتل المواد المختلفة التي تترسب على الكاثود او تذوب من الانود‬‫او تتحرر كغازات عند هذه الاقطاب‪ ،‬باستخدام نفس الكمية من الكهربائية مع‬ ‫الكتل المكافئة للمواد المختلفة‪.‬‬‫وحتى يتم فهم اعمق لاستخدام هذه القوانين لا بد ان نعرف ما هي العمليات‬ ‫التي تجري عند الاقطاب في الخلية الالكتروليتية‪.‬‬ ‫العمليات التي تجري عند قطب الكاثود‪:‬‬‫ا ‪ -‬تختزل ايونات الفلز الى ذراته عند الكاثود وتترسب عليه ‪.‬‬‫ب ‪ -‬تتحرر عند الكاثود الغازات التي تحمل ايوناتها في المحلول شحنة موجبة مثل‬ ‫العملغيااز التهاليتديروتججريني‪2‬عن‪H‬دوالغاينروهد‪:.‬‬‫أ ‪ -‬تتأكسد الفلزات (اي تذوب) في محلول القطب اي ان الفلز يعاني ذوبان ًا او‬ ‫انتبه !‬ ‫اضمحلال ًا‪.‬‬ ‫يجب التميز بين الرمز المستخدم‬ ‫لحاصل التفاعل ‪ Q‬وبين كمية الشحنة‬‫ب ‪ -‬تتحرر عند قطب الانود الغازات التي تحمل ايوناتها في المحلول شحنة سالبة‬ ‫الكهربائية ‪.Ｑ‬‬ ‫مثل غاز الكلور ‪ Cl2‬والاوكسجين ‪.O2‬‬‫قبل استخدام قوانين فاراداي في الحسابات لابد ان نتعرف على بعض‬ ‫‪180‬‬ ‫المصطلحات والوحدات المستخدمة في هذه القوانين ‪:‬‬‫‪ -1‬التيار الكهربائي يرمز له بالرمز (‪ )I‬ووحدته الامبير (‪ )Ampere‬ويرمز‬ ‫لهذه الوحدة بالرمز (‪.)A‬‬

‫‪ -2‬الشحنة الكهربائية ويرمز لها بالرمز (‪ )Ｑ‬ووحدتها الكولـــــــــوم (‪ )Coulomb‬ويرمز للوحدة كما تقدم سابق ًا‬‫بالرمز ‪ .C‬وقد تقاس الشــــــــــــــحنة الكهربائية بعدد مولات الالكترونات التي تســــــــــــــاوي الكولومات (‪)Ｑ‬‬‫مقســــــوما على الفاراداي ‪( F‬حيث ان ‪ )F = 96500 C/mol.e-‬وهو عدد افوكادرو من الشحنات الكهربائية‪.‬‬‫والشحنة الكهربائية ‪ Ｑ‬تســــاوي حاصل ضرب شدة التيار بوحدة الامبير (‪ I (A‬في الزمن بوحدات الثانية (‪ t (s‬اي ان‪:‬‬ ‫)‪Ｑ (C) = I (A) × t (s‬‬ ‫ولتحويل الشحنة بدلالة عدد مولات الالكترونات تقسم ‪ Ｑ‬على ثابت فاراداي ‪.96500 C/mol.e-‬‬ ‫)‪Ｑ (C) = I(A) × t(s‬‬ ‫‪Ｑ‬‬ ‫‪(mol‬‬ ‫‪.‬‬ ‫)‪e-‬‬ ‫=‬ ‫ـــــــ)ـــ‪s‬ــ(ــــ‪t‬ــــ×ــــ)ــــ‪A‬ـــ(ـــ‪I‬ــــــ‬ ‫‪96500 (C/mol.e-‬‬ ‫)‬‫ـــ)ـــ‪s‬ــ(ــــ‪t‬ــــ×ــــ)ــــ‪A‬ـــ(ـــ‪I‬ــ = ‪Ｑ‬‬ ‫حيث الوحدة (‪ )mol . e-‬تعني عدد المولات من الالكترونات‪.‬‬ ‫‪96500‬‬ ‫ان من الضروري توضيح المعنى الحسابي لقوانين فاراداي‪ ،‬فطالما ان كمية‬ ‫المواد المترسبة عند الكاثود اوالذائبة من الانود اوالمتحررة من الغازات عند القطبين‬ ‫تتناسب طرديا مع مكافأتها الغرامية عند مرور نفس الكمية من الكهربائية‪ .‬ان‬‫ـ‪e‬ــ‪l‬ـــ‪o‬ـــــ‪m‬ــــ‪n = Ｑ × 1‬‬ ‫هذا يعني ان امرار شحنة مول واحد من الالكترونات (‪ )1 mol . e-‬والتي‬‫تفاع‪Ｑ‬ل بطارية المترسبة‬ ‫تكافئ ‪ 96500 C‬او واحد فاراداي فانه يرسب مكافئ غرامي واحد من العنصر‬‫او المتحررة‬ ‫نصف خلية‬ ‫على الكاثود او يذيب مكافئ غرامي واحد من العنصر عند الانود او يحرر مكافئ‬ ‫غرامي واحد من الغازات عند القطبين‪ .‬ولتجنب اســــــتخدام المكافئ الغرامي يمكن‬ ‫تحويل عدد مولات الالكترونات (‪ ) mol . e-‬الى عدد المولات بواسطة عدد‬ ‫الالكترونات المفقودة او المكتسبة في تفاعل التاكسد والاختزال ‪ .‬لحل المسائل‬‫ــ‪e‬ــ‪l‬ـــ‪o‬ــــــ‪m‬ــــ‪1‬ــــ×ــ)ــ‪L‬ــ(ــــ‪V‬ـ = ‪n‬‬ ‫المتعلقة بقوانين فاراداي ُتتبع الخطوات الموضحة في المخطط (‪ )1-6‬كالاتي‪:‬‬ ‫‪22.4 L‬‬ ‫‪ -1‬نستخرج الشحنة الكهربائية القادمة من البطارية بدلالة عدد مولات‬‫‪n‬‬ ‫=‬ ‫عـــدــدــاــلــذــرـاـــــتــاـلمــتــرـــســبـة‬ ‫الالكتـرونات (‪ Ｑ )mol . e-‬باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫عدد افوكادرو‬ ‫ــــــــ)ـــ‪s‬ــ(ــ‪t‬ـــــ×ــــ)ــــ‪A‬ـــ(ــ‪I‬ـــــــ = )‪Ｑ (mol . e-‬‬ ‫) ‪96500 (C/mol.e-‬‬ ‫‪ - 2‬نستخدم عدد الالكترونات المفقودة او المكتسبة في تفاعلات نصفي الخلية‬‫ــعـــدــدــاعــلـدجــدـزـيـاـئفـاــوــكـتـاـاـلدمــرتــوـحـــرــرـةـ = ‪n‬‬ ‫للحصول على كمية الكهرباء (‪ Q )mol . e-‬اللازمة لترسيب او تحرير‬ ‫مول واحد من العنصر‪.‬‬ ‫‪ -3‬نجد عدد مولات العنصر المترسبة او المتحررة نتيجة لمرور التيار الكهربائى من‬ ‫البطارية باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫ـ‪e‬ــ‪l‬ـــ‪o‬ـــــ‪m‬ــــ‪n = Ｑ × 1‬‬‫‪Ｑ‬‬ ‫=‬ ‫ــعــدـــدــاـلــاـلـــكــتــرـــوـنــاــــتــاـلـمـاــرــة‬ ‫تفاعل نصف‪Ｑ‬خلية بطارية المترسبة او المتحررة‬ ‫عدد افوكادرو‬ ‫المخطط ‪1-4‬‬ ‫‪ - 4‬نحول عدد المولات (‪ )n mole‬وذلك بضربها في الكتلة المولية ‪M g/mol‬‬‫الخطوات الواجب اتباعها لحل‬ ‫الى كتلة المواد المترسبة على الكاثود او الذائبة من الانود باستخدام العلاقة الاتية‪:‬‬ ‫المسائل المتعلقة بقوانين فاراداي‪.‬‬ ‫)‪m (g) = n (mol) × M (g/mol‬‬ ‫او نحول عدد المولات الى حجم الغازات المتحررة بالظروف غير القياسية باستخدام قانون الغاز المثالي‪:‬‬‫‪181 PV = n RT‬‬

‫مثال ‪9 - 4‬‬‫(ع‪q‬ن‪)2a+‬د‪g‬امرا‪M‬ر‬ ‫‪+ 2e-‬‬ ‫فلز‬ ‫من‬ ‫(‪Mg )s‬‬ ‫يمكن‬ ‫التي‬ ‫لتفاعل نصف الخلية الاتي‪:‬‬ ‫المغنيسيوم‬ ‫انتاجها‬ ‫احسب عدد غرامات المغنيسيوم‬‫تيار شدته ‪ 25 A‬لفترة ساعة واحدة (‪ .)1 hr‬علم ًا ان الكتلة الذرية للمغنيسيوم‬‫تساوي ‪ .24‬ماهي عدد ذرات المغنيسيوم المترسبة عند الكاثود تحت نفس الظروف ‪.‬‬ ‫الحــــل‪:‬‬ ‫وحدة الزمن في علاقة فاراداي هي الثانية لذا نحول الساعة الى ثواني ‪:‬‬‫ــ(ــ‪(s‬ـــ)‪r‬ـــ‪h‬ـ‪0‬ــ)ـ‪0‬ـــ‪16‬ــ‪3‬ـ × (‪t )s( = t )hr‬‬‫‪ = 3600 s‬ــ(ــ‪(s‬ـــ)‪r‬ـــ‪h‬ـ‪0‬ــ)ـ‪0‬ـــ‪16‬ــ‪3‬ـ × (‪= 1 )hr‬‬ ‫امراره‬ ‫يجب‬ ‫الذي‬ ‫التيار‬ ‫تمرين ‪13 - 4‬‬ ‫نجد كمية الكهربائية المارة في الخلية بدلالة عدد مولات الالكترونات ‪.‬‬ ‫ماهي شدة‬‫ـ(ـ‪-‬ـــ‪e‬ــ‪.‬ـ(‪l‬ــ‪s‬ـ‪o‬ــ)ـــ‪mt‬ـــ‪/‬ـ×ـــ‪C‬ـ(ـ)ـــ‪A‬ــ‪)0‬ــ‪0‬ــ‪I‬ـ‪5‬ـــ‪6‬ــ‪Ｑ )mol.e-( = 9‬‬ ‫في محلول كلوريد الذهب ‪ AuCl3‬لمدة‬ ‫‪ 200 s‬ليرسب ‪ 3 g‬من الذهب عند‬ ‫=‬ ‫ـــــ(ــ‪s‬ـــ)ــــ‪0‬ــ‪0‬ـــ‪6‬ـــ‪3‬ــــ×ــــ(ــــ‪A‬ـــ)ــــ‪5‬ـــ‪2‬ـــ‬ ‫=‬ ‫‪0.9‬‬ ‫‪mol.e-‬‬ ‫(‪96500 )C/mol.e-‬‬ ‫الكاثود‪ ،‬الكتلة الذرية للذهب ‪.197‬‬ ‫ج ‪21.7 A :‬‬‫وحسب معادلة اختزال المغنيسيوم نجد ان ‪ 2 mol.e-‬ترسب ‪ 1 mole‬من‬ ‫تمرين ‪14 - 4‬‬ ‫المغنيسيوم لذا فعدد مولات المغنيسيوم تساوي‪:‬‬ ‫محلول من كبريتات النحاس‬ ‫ـ‪e‬ــ‪l‬ـــ‪o‬ـــــ‪m‬ــــ‪n = Ｑ × 1‬‬ ‫تفاعل نصف‪Ｑ‬خلية بطارية المترسبة او المتحررة‬ ‫‪ CuSO4‬تركيزه ‪ 0.2 M‬وحجمه‬ ‫‪ .600 mL‬امرر فيه تيار كهربائي شدته‬‫‪ = 0.45 mole‬ــــ(ـ‪(-‬ـــ‪ee‬ــ‪.l‬ــ‪l‬ـ‪o‬ــ‪o‬ـــ‪m‬ــ‪m‬ـ)ــ)ــ‪1‬ــ‪2‬ــ × ‪nMg )mole( = 0.9 mol.e-‬‬ ‫‪ .96.5 A‬احسب الزمن اللازم لكي‬ ‫يتبقى ‪ 0.03 mol‬من ايون النحاس‪.‬‬ ‫ولتحويل عدد المولات الى كتلة نستخدم العلاقة الاتية ‪:‬‬ ‫ج ‪180 s :‬‬‫ــ(ــ‪l‬ـــ‪o‬ــ(ـــ‪mg‬ـــ)ـ‪/‬ـــ‪g‬ــ‪)m‬ـــــــ‪M‬ـ = (‪n )mole‬‬ ‫وبترتيب هذه المعادلة نحصل على الكتلة ‪ m‬بالغرامات‬‫(‪m )g( = n )mole( × M )g/mol‬‬‫‪m )g( = 0.45 )mole( × 24 )g/mol( = 10.8 g‬‬ ‫عدد الذرات = عدد المولات × عدد افوكادرو‬ ‫= = ((‪6.023×1N02A3))aattoommss//mmolo(l×(0×.4n5))mmooll‬‬ ‫‪ = 2.7×1023 atoms‬عدد الذرات‬ ‫‪182‬‬

‫‪ 10 - 4‬البﻄاﺭياﺕ )الﻨﻀائد( وخلايا الوﻗود ‪Battries and Fuel Cells‬‬ ‫عادة ما تسمى الخلايا الكلفانية بالبطاريات وتصنف الى نوعين‪ :‬بطاريات‬ ‫اولية وهي التي لا يمكن اعادة شحنها‪ ،‬وبطاريات ثانوية وهذه يمكن اعادة شحنها‪.‬‬ ‫والبطارية عادة ما تتكون من تجميع عدد من الخلايا الكلفانية تربط علىالتوالي‬ ‫ويكون جهدها مساو ًا لمجموع جهود الخلايا المتكونة منها‪ .‬وسنشرح بعض انواع‬ ‫البطاريات الشائعة الاستخدام‪.‬‬ ‫‪ 1 -10 -4‬ﺑﻄﺎﺭﻳﺔﺍﳋﺰﻥﺍﻟﺮﺻﺎﺻﻴﺔ ‪Lead - Storage Battrey‬‬ ‫تستعمل هذه البطارية في تشغيل السيارة وكثيرا من المعدات الكهربائية‬ ‫والصناعية‪ .‬وهي تتكون من مجموعة خلايا رصاصــية كلفانية جهد كل منها‬ ‫اكثربقليل من (‪ .)2 V‬تتكون كل بطارية من قطبين احدهما مصنوع من مادة‬ ‫الرصاص يمثل الانود والاخر مصنوع من اوكسيد الرصاص ويمثل الكاثود ويكون‬ ‫القطبين مغمورين في محلول الكتروليتي هو محلول حامض الكبريتيك الذي غطاءمتحرك‬ ‫تتراوح كثافته عند شحــن البطارية من ‪ 1.2 g/mL‬الى ‪ 1.3 g/mL‬وهذه‬ ‫البطارية مجموعة من ثلاث او ست خلايا تعمل كخلية كلفانية جهدها ‪ 6 V‬او الكتروليت‬ ‫صفائح سالبة من الرصاص‬ ‫(‪Pb)s( + SO42)-aq‬‬ ‫‪ 12 V‬على التوالي ]الشكل (‪. [)9 - 6‬‬ ‫المشوبة بالرصاص الاسفنجي‬ ‫التفاعل الذي يحدث عند الانود هو‬ ‫صفائح موجبة من الرصاص‬ ‫مشوبة بالرصاص الاسفنجي‬ ‫‪PbSO4)s( + 2e-‬‬ ‫الشكل ‪9-4‬‬ ‫بطارية الخزن الرصاصية‬ ‫اما عند الكاثود فيختزل ‪ PbO2‬كما في التفاعل الاتي‪:‬‬ ‫‪PbO2)s( +4‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪+‬‬ ‫‪+SO42)-aq( + 2e-‬‬ ‫(‪PbSO4)aq( + 2H2O)l‬‬ ‫(‪)aq‬‬ ‫والتفاعل العام للخلية كالاتي‪:‬‬ ‫(‪Pb)s( + PbO2)s( +2H2SO4)l‬‬ ‫(‪2PbSO4)s( + 2H2O)l‬‬ ‫عند استمرار عمل الخلية تترسب كبريتات الرصاص بشكل مسحوق ابيض‬ ‫على القطبين كما ويستهلك حامض الكبريتيك الموجود بشكل متﺂين فتزداد كمية‬ ‫الماء ﳑا يؤدي الى انخفاض كثافة محلول الحامض‪ .‬وما ان تنطلق السيارة حتى‬ ‫تنعكس تفاعلات نصفي الخلية تحت تاثير الفولتية التي ينتجها المولد ويعاد انتاج‬ ‫‪ H2SO4‬و ‪ PbO2‬و ‪ . Pb‬يمكن اعادة شحن البطارية بإمرار تيار كهربائي‬ ‫خارجي لعكس تفاعل الخلية فتصبح البطارية مجموعة خلايا الكتروليتية حيث‬ ‫يتفكك راسب ‪ PbSO4‬من على القطبين ويستعيد الحامض تركيزه (كثافته)‪.‬‬‫‪183‬‬

‫‪ 2 - 10 - 4‬الخلية اﳉافة )خاﺭﺻﲔ – ﰷﺭبوﻥ( ‪Dry Cell‬‬‫هذه الخلية عبارة عن وعاء خارصين يعمل كأنود ﳑلؤ بمعجون رطب من ‪MnO2‬‬ ‫فراغ ورقي‬‫وكاربون (كرافيت) وكلوريد الامونيوم ‪ NH4Cl‬كما موضح في الشكـــــــل‬ ‫(‪ .)10 - 6‬تتاكسد ذرات الخارصين عند الانود‪:‬‬ ‫عجينة رطبة من‬ ‫‪Zn)OH(2)s( + 2e-‬‬ ‫‪ ZnCl2‬و ‪NH4Cl‬‬‫(‪Zn)s(+ 2 OH)a-q‬‬ ‫طبقة من ‪MnO2‬‬ ‫كاثود الكرافيت‬‫وتنتقل الالكترونات داخل الخلية بواسطة الكاربون وهو الكاثود حيث عنده‬ ‫انود الخارصين‬ ‫يختزل ‪ MnO2‬بوجود الماء كما هو في التفاعل الاتي‪:‬‬‫‪2MnO2)s( + 2H2O)l( + 2e-‬‬ ‫(‪2MnO)OH()s( +2 OH)a-q‬‬ ‫الشكل ‪10-4‬‬‫(‪Zn)s( + 2MnO2)s( + 2H2O)l‬‬ ‫الخلية الجافة (الخارصين ‪ -‬كاربون )‬ ‫والتفاعل العام للخلية ‪:‬‬ ‫(‪Zn)OH(2)s(+ 2MnO)OH()s‬‬‫مواصفاتها ‪ :‬تعطي جهد ًا مقداره ‪1.481V‬وغير قابلة للشحن وتستخدم في‬ ‫اجهزة الراديو والحاسوب وغيرها‪.‬‬‫‪E E E= +o o‬‬ ‫‪o‬‬ ‫المعادلاﺕ الرئيسة‬ ‫حساب جهد الخلية القياسية‬ ‫‪cell anode‬‬ ‫‪cathode‬‬ ‫رقم الصفحة ‪165‬‬‫‪∆G = - nFEcell‬‬ ‫العلاقة بين التغير في الطاقة الحرة مع جهد الخلية رقم الصفحة ‪169‬‬‫‪∆Go‬‬ ‫=‬ ‫‪-‬‬ ‫‪nF‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫رقم الصفحة ‪173‬‬ ‫العلاقة بين التغير في الطاقة الحرة القياسية مع‬ ‫‪cell‬‬ ‫رقم الصفحة ‪174‬‬ ‫جهد الخلية القياسي‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫ـــــ‪T‬ــــ‪R‬ـــ‬ ‫‪ln‬‬ ‫‪Keq‬‬ ‫العلاقة بين جهد الخلية القياسي مع ثابت الاتزان‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪nF‬‬‫‪Eo‬‬ ‫=‬ ‫ــــ(ـــــ‪V‬ــ)ـــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ـ‪.‬ـــ‪0‬ــ‬ ‫‪lnKeq‬‬ ‫العلاقة بين جهد الخلية القياسي مع ثابت الاتزان رقم الصفحة ‪174‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪n‬‬ ‫عند درجة حرارة ‪25oC‬‬‫‪Ecell‬‬ ‫=‬ ‫‪Eo‬‬ ‫ــــ‪T‬ــــ‪R‬ـ ‪-‬‬ ‫‪ln Q‬‬ ‫معادلة نيرنست لحساب جهد الخلية غير القياسي رقم الصفحة ‪176‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪nF‬‬‫= ‪Ecell‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫‪-‬‬ ‫ــــ‪V‬ــــ‪6‬ـــ‪2‬ـــ‪0‬ــ‪.‬ـــ‪0‬‬ ‫‪ln Q‬‬ ‫‪176‬‬ ‫رقم الصفحة‬ ‫معادلة نيرنست لحساب جهد الخلية غير القياسي‬ ‫‪cell‬‬ ‫‪n‬‬ ‫عند درجة حرارة ‪25oC‬‬ ‫‪184‬‬

‫المفاهيم الاساسية‬ ‫التاكسد ‪Oxidation‬‬ ‫عبارة عن تغير كيميائي يصحبه فقدان في الالكترونات من ذرة او مجموعة من الذرات ويؤدي لزيادة في اعداد التأكسد‪.‬‬ ‫الاختزال ‪Reduction‬‬‫عبارةعنتغيركيميائيتكتسبفيهالذرةاومجموعةمنالذراتالكتروناتيصاحبهانقصانفيعددالتاكسدللعنصر‪.‬‬ ‫العامل المختزل ‪Reduction Agent‬‬ ‫المادة التي تتأكسد وتسبب اختزالا لمادة اخرى‪.‬‬ ‫العامل المؤكسد ‪Oxidizing Agent‬‬ ‫المادة التي تختزل وتسبب تأكسدا لمادة اخرى‪.‬‬ ‫الانود ‪Anode‬‬ ‫هو القطب الذي تجري عنده عملية الأكسدة والذي يكون مصدر ًا للالكترونات‪.‬‬ ‫الكاثود ‪Cathode‬‬ ‫هو القطب الذي تجري عنده عملية الاختزال والذي تتحول اليه الالكترونات المنتقلة من الانود‪.‬‬ ‫الخلايا الكهروكيميائية ‪Electrochemical cells‬‬‫تتكون الخلية الكهروكيميائية عادة من قطبين يسمى احدهما القطب الموجب او الانود‪ ،‬اما القطب الثاني فهو القطب‬‫السالب ويدعى بالكاثود ويكون كلا القطبين مغمورين في محلول الكتروليتي تشترك مكوناته في تفاعلات الأكسدة‬ ‫والاختزال التي تجري على سطحي القطبين‪.‬‬ ‫الخلايا الكلفانية ‪Galvanic cells‬‬‫هي تلك الخلايا التي تتحول فيها الطاقة الكيميائية الى طاقة كهربائية من خلال تفاعل كيميائي يجري تلقائي ًا‪ ،‬لتوليد‬ ‫تيار كهربائي وتسمى مثل هذه الخلايا بالخلايا الكلفانية او الفولتائية ‪.‬‬ ‫الخلايا الالكتروليتية ‪Electrolyte cells‬‬‫هي الخلايا المستهلكة للتيار الكهربائي وفيها تتحول الطاقة الكهربائية الى طاقة كيميائية وتجري تفاعلاتها بشكل غير‬‫تلقائيولهاتطبيقاتمهمةفيالصناعة‪،‬تستخدمخلاياالتحليلالكهربائيفيتنقيةالفلزاتوفيعمليةالطلاءالكهربائي‪.‬‬ ‫القوة الدافعة الكهربائية للخلية ‪Electromotive force‬‬‫يرمز له بالرمز (‪ )emf‬يسمى الجهد عبر الاقطاب في الخلية الكلفانية بجهد الخلية ويرمز له بالرمز (‪ )Ecell‬ويسمى‬‫جهد الخلية بمصطلح شائع اخر القوة الدافعة الكهربائية للخلية وبالرغم من دلالة الاسم فهو مقياس للجهد وليس للقوة‪.‬‬ ‫معادلة نيرنست ‪Nernest equation‬‬‫هي العلاقة التي تربط جهد الخلية غير القياسي (‪ )Ecell‬مع جهد الخلية القياسي (‪ ، )Eocell‬عندما يكون احد اوجميع‬ ‫المواد المشاركة ذات تراكيز لا تساوي الواحد الصحيح وفي درجات حرارية مختلفة‪.‬‬ ‫‪185‬‬

‫اسﺌلة الفﺼل الرابﻊ‬ ‫ملاحظة‪ :‬استفد من العلاقة الاتية في حل المسائل ( ‪) ln x = 2.303 log x‬‬ ‫‪ 1-4‬عرف المصطلحات الاتية‪ :‬الانود‪ ،‬القوة الدافعة الكهربائية‪ ،‬جهد الاختزال القياسي‪ ،‬الجسر الملحي‪.‬‬ ‫‪ 2-4‬احسب ثابت فاراداي وبين وحداته‪.‬‬‫‪ 3-4‬اي المواد في الازواج التالية هو الافضل كعامل مؤكسد تحت الظروف القياسية‪ .‬اذا علمت ان جهود‬‫و‬ ‫‪EoAg+/Ag=+0.80 V‬‬ ‫و‬ ‫‪EoAu3+/Au=+1.50‬‬ ‫و‪3+E/CorB=r2-/B0r.-7=4+1V.07‬و‪.VEoCr‬‬ ‫الاختزال القياسية ‪V‬‬ ‫‪E =oCd2+/Cd -0.40 V‬‬ ‫أ)‬ ‫‪ Br2‬ام ‪Au3+‬‬ ‫ام ‪Ag+‬‬ ‫ب) ‪H2‬‬ ‫ام ‪Cr3+‬‬ ‫جـ)‪Cd2+‬‬ ‫وعرف جميع الرموز التي تحتويها‪.‬‬ ‫‪Eo‬‬ ‫و‬ ‫‪Keq‬‬ ‫مع‬ ‫اكتب العلاقة التي تربط ‪∆Go‬‬ ‫‪4-4‬‬ ‫‪cell‬‬‫‪ 5-4‬عند الظروف القياسية ‪ 25oC‬وضغط ‪ 1 atm‬اي تفاعل سيجري تلقائي ًا في محلول مائي يحتوي على‬‫أيونات ‪ Ce4+‬و ‪ Ce3+‬و ‪ Fe3+‬و ‪ ? Fe2+‬احسب ‪ ∆Go‬و ‪ Keq‬لهذا التفاعل‪ .‬اذا علمت ان جهود الاختزال‬‫القياسية ‪ EoCe4+/Ce3+=+1.61 V‬و ‪EoFe3+/Fe2+=+0.77 V‬ج‪1.1 × 1014 ; -81060 J/mol : .‬‬ ‫‪ 6-4‬اكتب معادلة نيرنست وعرف جميع الرموز التي تحتويها‪.‬‬ ‫‪ ∆G‬لتفاعلات الخلايا الاتية‪:‬‬ ‫و‬ ‫‪Ecell‬‬ ‫و‬ ‫‪Eo‬‬ ‫احسب‬ ‫‪7-4‬‬ ‫‪cell‬‬ ‫(‪Mg )s( + Sn2+)aq‬‬ ‫(‪Mg2+)aq( + Sn )s‬‬‫(‪3Zn )s( +2Cr3+)aq‬‬ ‫‪ [Sn2+] = 0.04 M‬و ‪[Mg2+] = 0.05 M‬‬ ‫(‪3Zn2+)aq( + 2Cr)s‬‬ ‫‪ [Zn2+] = 0.001 M‬و ‪[Cr3+] = 0.01 M‬‬‫‪E =oMg2+/Mg -2.37 V‬و ‪ESon2+/Sn=-0.14 V‬و ‪EoZn2+/Zn=-0.76 V‬‬ ‫اذاعلمتانجهودالاختزالالقياسية‬ ‫و ‪.EoCr3+/Cr= -0.74 V‬‬‫ج‪- 429811 J/mol ; + 2.227 V ; + 2.23 V :‬‬ ‫‪- 40530 J/mol ; + 0.07 V ; + 0.02 V‬‬ ‫‪8-4‬‬‫‪ . SHE‬كم سيكون جهد الخلية ‪Ecell‬‬ ‫و‬ ‫‪Zn/Zn2+‬‬ ‫التفاعل‬ ‫نصفي‬ ‫من‬ ‫المكونة‬ ‫للخلية‬ ‫‪Eo‬‬ ‫احسب‬ ‫‪cell‬‬‫اذا كان ‪ . [H+] = 1.8 M , PH2 = 1 atm , [Zn2+] = 0.45 M‬اذا علمت ان جهد الاختزال القياسي‬‫ج ‪+0.79 V ; +0.76 V :‬‬ ‫‪186. EoZn2+/Zn=-0.76 V‬‬

‫‪ 9-4‬ما الفرق بين الخلية الكلفانية (مثل خلية دانيال) وخلايا التحليل الكهربائي‪.‬‬‫(‪2H2O)l‬‬ ‫‪ 10-4‬احد التفاعلات النصفية للتحليل الكهربائي للماء هو ‪:‬‬ ‫‪O2)g(+4H)a+q( + 4e-‬‬‫فاذا تم جمع ‪ 0.08 L‬من ‪ O2‬عند ‪ 25oC‬وضغط ‪ 7551mm.Hg‬فأحسب عدد مولات الالكترونات التي يجب‬ ‫تمريرها في المحلول (معلومة‪.)1atm = 760 mm.Hg :‬‬‫ج ‪0.012 mol.e :‬‬‫‪ 11-4‬يسري تيار كهربائي لفترة ‪ 3.75 hr‬خلال خليتي تحليل كهربائي مربوطتين على التوالي‪ ،‬تحتوي الخلية الاولى‬‫محلول ‪ ،AgNO3‬في حين تحتوي الثانية على محلول ‪ .CuCl2‬وخلال هذا الزمن ترسب ‪ 2 g‬من الفضة في الخلية الاولى ‪.‬‬ ‫أ)كم عدد غرامات النحاس التي ستترسب في الخلية الثانية ‪.‬‬‫ج ‪ :‬أ‪ , 0.64 g -‬ب‪0.14 A -‬‬ ‫ب) ما قيمة التيار الساري بالامبير‪.‬‬‫‪ 12-4‬بين ايهما يحرر الهيدروجين الالمنيوم ام الذهب عند تفاعلها مع الحوامض المخففة‪ .‬اذا علمت ان جهـــــــــــود‬‫الاختزال القياسية للالمنيوم ‪ EoAl3+/Al=-1.66 V‬وللذهب ‪+/Au= +1.50 V‬ج‪u:3‬ا‪A‬ل‪o‬الم‪E‬نيولومماذياح?رر الهيدروجين‪.‬‬‫‪ 13-4‬هل يجري تفاعل الخلية التالية المعبر عنها ادناه تلقائي ًا ام لا? علم ًا ان جهود الاختزال القياسية‬ ‫‪|Fe2+ )1‬‬ ‫‪M( ; Fe3+ )1‬‬ ‫(‪M‬‬ ‫‪|| Br- )1‬‬ ‫|‪M.(E|oBBr2r/2B)r-1=a+t1m.0(7‬‬ ‫‪V‬‬ ‫‪ EoFe3+/Fe2+=+0.77‬و‬ ‫‪V‬‬ ‫‪Pt‬‬‫‪Pt‬‬‫ج ‪ :‬يمكن‪.‬‬ ‫‪ 14-4‬احسب جهد قطب غاز ‪ H2‬في ‪ 25oC‬وضغط ‪ 1atm‬اذا علمت ان ‪ pH‬محلوله الالكتروليتي = ‪1‬‬‫ج ‪-0.0592 V :‬‬‫‪AgNO2 + Cl2 +2KOH‬‬ ‫‪ 15-4‬حدد العامل المؤكسد والعامل المختزل في التفاعل الآتي‪:‬‬ ‫‪AgNO3 +2KCl + H2O‬‬‫‪EoCu2+/Cu=+0.34 V‬‬ ‫‪ 16-4‬هليمكنحفظمحلولملحالطعامفياناءمنالنحاس?علماانجهودالاختزالالقياسية‬ ‫ج ‪ :‬يمكن‪.‬‬ ‫و ‪.EoNa+/Na= -2.70 V‬‬‫‪ 17-4‬هل يمكن حفظ محلول كبريتات النحاس ‪ CuSO4‬في اناء من النيكل ام لايمكن ذلك? بين ذلك مع ذكر‬ ‫السبب? علم ًا ان جهود الاختزال القياسية ‪ E =oCu2+/Cu +0.34 V‬و ‪EoNi2+/Ni= -0.24 V‬ج‪ : .‬لا يمكن‪.‬‬‫‪187‬‬

‫‪ 18-4‬ما هو التيار بالامبير (‪ )A‬اللازم لترسيب ‪ 5 g‬من الذهب في ساعة واحدة على سطح الكاثود من محلول‬‫ج ‪2.01 A :‬‬ ‫يحتوي على ملح للذهب حالة التأكسدللذهب فيه (‪? )+3‬‬‫‪ 19-4‬ﱈ يتكون انود وكاثود البطارية الجافة ? اكتب تفاعلات نصفي الخلية وتفاعلها العام واهم ﳑيزاتها‪.‬‬ ‫‪ 20-4‬لماذا يجب ان يكون جهد الخلية الكلفانية موجب ًا?‬‫‪ 21-4‬احسب تركيز ايونات الخارصين في محلول قطب الخارصين اذا كان جهد اختزال الخارصين غير القياسي يساوي‬‫ج ‪0.01 mol/L :‬‬ ‫(‪ )-0.82 V‬وجهد اختزاله القياسي ‪.EoZn2+/Zn=-0.76 V‬‬‫‪ 22-4‬احسب جهد خلية دانيال اذا علمت ان تركيز كبريتات الخارصين (‪ )0.1 M‬وتركيز كبريتات النحاس‬ ‫(‪ )0.01 M‬في درجة ‪ .25oC‬وان الجهد القياسي للخلية يساوي (‪?)1.101V‬‬‫ج ‪+1.07 V :‬‬‫‪1( Al2O3 + 6HCl‬‬ ‫‪2AlCl3 + 3H2O‬‬ ‫‪ 23-4‬اي تفاعل هو تفاعل اكسدة – اختزال ‪:‬‬‫‪2( 2Na + Cl2‬‬ ‫‪2NaCl‬‬‫‪3( 2KClO3‬‬ ‫‪2KCl +3 O2‬‬‫‪4( SiBr4 +3H2O‬‬ ‫‪H2SiO3 + 4HBr‬‬‫‪5( Zn + CuSO4‬‬ ‫‪ZnSO4 +Cu‬‬ ‫(‪Cu)2a+q( )0.01 M( + Cd)s‬‬ ‫‪ 24-4‬خلية كلفانية تفاعلها العام في درجة ‪.25oC‬‬‫ج ‪-137030 J/mol :‬‬ ‫(‪Cu)s( + Cd)2a+q( )0.1 M‬‬ ‫وجهدها القياسي يساوي (‪ .)+0.74 V‬احسب التغير في الطاقة الحرة‪.‬‬ ‫‪ 25-4‬احسب التغير في الطاقة الحرة لتفاعل الخلية التالي في درجة ‪:25oC‬‬ ‫‪Mg | Mg2+ )1 M( || Br- )0.1 M( | Br2 )1 atm( | Pt‬‬‫اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية ‪ EoMg2+/Mg=-2.37 V‬و ‪oBr2/Br- =+1.07 V‬ج‪675500 J/mol .:E‬‬‫‪ 26-4‬ما مقدار التغير في الطاقة الحرة للخلية التالية في درجة ‪ 25oC‬علما ان ‪ Keq = 2.3 × 104‬وان التفاعل العام‬ ‫لهذه الخلية‪:‬‬‫(‪2H)a+q( )1 M( + Pb)s‬‬ ‫(‪H2)g( + Pb)2a+q( )0.01 M()s‬‬‫ج ‪-36515 J/mol :‬‬ ‫‪188‬‬

‫‪ 27-4‬خلية فولتائية في درجة ‪ 25oC‬تفاعلها العام‪:‬‬‫(‪Sn)2a+q‬‬ ‫(‪+ Ni)s‬‬ ‫‪Sn)s( +‬‬ ‫احسب(ت‪a+q‬ر)‪2‬ك‪i‬يز‪N‬‬ ‫‪.)+0.17‬‬ ‫(‪V‬‬ ‫يساوي‬ ‫القياسي‬ ‫غير‬ ‫الخلية‬ ‫جهد‬ ‫ان‬ ‫علمت‬ ‫اذا‬‫ان قطب‬ ‫‪ ،Ni2+‬علما‬ ‫ايونات النيكل‬ ‫‪ EoSn2+/Sn=-0.14 V‬و ‪. E =oNi2+/Ni -0.25 V‬‬ ‫القصدير في روفه القياسية وجهود الاختزال‬‫ج ‪0.01 mol/L :‬‬ ‫‪ 28-4‬للخلية الاتية ‪:‬‬‫‪Al | Al3+)1 M( || Cd2+ )1 M( | Cd‬‬ ‫‪)1.26‬وجهدالاختزالالقياسيللكادميوميساوي‪V‬‬ ‫اذاعلمتانجهدالخليةالقياسييساوي(‪V‬‬‫=‪.EoCd2+/Cd‬‬ ‫‪-0.40‬‬ ‫احسب جهد الاختزال القياسي للالمنيوم?‬ ‫‪-1.66 V‬‬ ‫ج‪:‬‬‫‪ 29-4‬خلية كلفانية في درجة ‪ 25oC‬احد قطبيها هو الهيدروجين وبضغط ‪ 1 atm‬من غاز الهيدروجين والاخر‬‫قطب النيكل تركيز ايوناته فيه ‪ ? 0.01 M‬احسب الاس الهيدروجيني (‪ )pH‬لمحلول قطب الهيدروجين اذا علمت‬‫ان مقدار الطاقة الحرة لتفاعل الخلية ‪ -48.25 kJ/mol‬وان جهد اختزال قطب النيكل القياسي‪? -0.251V‬‬ ‫ج‪1 :‬‬ ‫‪ 30-4‬اذاعلمت ان جهد الخلية الاتية‪:‬‬‫‪Sn | Sn2+)? M( || Ag+ )1 M( | Ag‬‬‫عند درجة ‪ 25oC‬يساوي ‪ 0.9992‬فولت‪ .‬جد تركيزايونات القصدير(‪ )Sn2+‬في محلول القطب علما ان قطب‬‫الفضة في روفه القياسية وجهود الاختزال القياسية ‪ E =oSn2+/Sn -0.14 V‬و ‪.EoAg+/Ag=+0.80 V‬‬‫ج ‪0.01 mol/L :‬‬‫‪ 31-4‬امرر تياركهربائي شدته ‪ 10 A‬خلال ‪ 965 s‬في خلية تحليل كهربائي تحتوي على كبريتات النحاس ما هو‬‫وزن النحاس المترسب وعدد ذراته علما ان الكتلة الذرية للنحاس= ‪ ?63‬ج ‪0.3 × 1023 atoms ; 3.15 g :‬‬‫‪ 32-4‬يترسب ‪ 0.648 g‬من احد الفلزات احادي التكافؤ على الكاثود عند امرار تيار كهربائي شدته ‪ 3 A‬لمدة‬ ‫‪ 3 min‬و ‪ 13 s‬في محلول احد الاملاح لذلك الفلز‪ .‬احسب الكتلة الذرية للفلز المترسب ? ج ‪108 g :‬‬‫‪ 33-4‬احسب عدد الالكترونات اللازمة لتحرير ضعف الحجم المولي لغاز الاوكسجين في ‪( STP‬معلومة‪ :‬الحجم‬‫ج ‪48.16 × 1023 e :‬‬ ‫المولي لاي غاز عند ‪ STP‬يساوي ‪?)22.4 L‬‬‫‪ 34-4‬احسب شدة التيار اللازم امراره لمدة ‪ 2 hr‬و ‪ 520 s‬في خلية تحليل الماء كهربائيا لكي يحرر‬ ‫ج‪1A :‬‬ ‫‪ 36.12 ×1021‬جزيئة من الهيدروجين والاوكسجين على قطبي الخلية ?‬‫‪189‬‬

‫‪ 35-4‬اراد احد الصاغة طلاء خاتم بالذهب فامرر تيار كهربائي شدته ‪ 10 A‬في خلية الطلاء الكهربائي تحتوي‬‫على احد املاح الذهب فترسب الذهب على الخاتم‪ ،‬لوحظ انه خلال ‪ 9.65 s‬ان ‪ % 75‬من الكهربائية قد استهلك‬‫ج ‪0.05 g :‬‬ ‫لترسيب الذهب فما كتلة الذهب المترسب ? الكتلة الذرية للذهب=‪.197‬‬‫‪ 36-4‬عند امرار ‪ 0.2 mol.e-‬في محلول كبريتات النحاس وبعد ترسيب جميع النحاس تحرر ‪ 0.448 L‬من‬‫ج ‪5.04 g :‬‬ ‫الهيدروجين في ‪ .STP‬احسب كتلة النحاس المترسبة ? الكتلة الذرية للنحاس= ‪. 63‬‬ ‫‪ 37-4‬احسب ثابت الاتزان للتفاعل الاتي ‪:‬‬‫(‪Sn)s( + Pb)2a+q‬‬ ‫(‪Sn)2a+q( + Pb)s‬‬ ‫علما ان جهود الاختزال القياسيه‬ ‫ج ‪2.16 :‬‬ ‫‪ EoSn2+/Sn=-0.14 V‬و ‪E =oPb2+/Pb -0.13 V‬‬‫‪ 38-4‬في خلية تحليل الماء كهربائي ًا في ‪ STP‬تم امرار تيار كهربائي فيها لمدة ‪ 3‬دقائق و ‪ 13‬ثانية‪ ،‬فتحرر غازي‬‫الهيدروجين والاوكسجين عند قطبي الخلية‪ ،‬وكان مجموع حجمي الغازين المتحررين يســـــــاوي ‪. 0.0672 L‬‬ ‫اكتب معادلتي نصفي الخلية والتفاعل العام لها‪ ،‬ثم جد حجم كل غاز متحرر وشدة التيار المار‪.‬‬ ‫ج‪2A:‬‬‫‪ 39-4‬خفف محلول قطب الكاثود لخلية دانيال القياسي بالماء المقطر فأنخفض جهد القطب بمقدار ‪ 0.0592 V‬عن‬ ‫جهده القياسي‪ .‬أحسب تركيز ايونات القطب حينئذ‪.‬‬ ‫ج ‪0.01 M :‬‬‫‪ E =oZn2+/Zn -0.76 V‬و لـ ‪ E =oAg1+/Ag 0.8 V‬اجب عن‬ ‫‪ 40-4‬اذا علمت ان جهود الاختزال القياسية لـ‬ ‫مايأتي‪:‬‬‫‪ -1‬ماذا نتوقع اذا عملت خلية فولتائية تحتوي على لوحي من الخارصين والفضة في محاليل من الكتروليتاتهم‬ ‫تركيز كل منهما ‪ ، 1M‬ا ﱠي من اللوحين تقل كتلته وأ ﱠي منه سوف تزداد كتلته ولماذا?‬‫‪ -2‬ما قيمة الطاقة الحرة الخلية فولتائية متكونة من قطب الخارصين القياسي وقطب الفضة في محلول من ايونات‬ ‫الفضة تركيزه ‪. 0.1M‬‬‫ج ‪ -1 :‬لوح الخارصين تقل كتلته و لوح الفضة تزداد كتلته‬ ‫‪-289500J -2‬‬ ‫‪190‬‬

‫الكيمياء التناسقية‬ ‫الفصل الخامس‬‫‪Coordination Chemistry‬‬ ‫‪5‬‬ ‫بعد الانتهاء من دراسة هذا الفصل يتوقع من الطالب أن ‪:‬‬ ‫يميز بين الملح المزدوج والمركب التناسقي ‪.‬‬‫يحدد صفات المركبات التناسقية و َيعرف كيف تطورت الكيمياء التناسقية‪.‬‬ ‫يحسب التكافؤ الأولي والثانوي للمركبات التناسقية ‪.‬‬ ‫َيعرف معنى كل مصطلح من المصطلحات الخاصة بالكيمياء التناسقية ‪.‬‬ ‫ي َّطلع على أنواع الليكندات ‪.‬‬ ‫يفهم قاعدة العدد الذري الفعال ويتمكن من حسابه ‪.‬‬ ‫يسمي المركبات التناسقية على وفق نظام الـ ‪. IUPAC‬‬‫يعدد أنواع النظريات المستخدمة لوصف طبيعة التآصر في المعقدات التناسقية‬ ‫يطبق نظرية آصرة التكافؤ على المركبات التناسقية ‪.‬‬ ‫يحدد الأعداد التناسقية والأشكال الهندسية المتوقعة لكل عدد تناسقي ‪.‬‬ ‫‪191‬‬

‫‪ 1-5‬ﻣقدﻣة‬ ‫الهيموكلوبين‬ ‫الكلوروفيل‬‫أصبحت دراسة المركبات التناسقية أو المركبات المعقدة من المجالات‬‫الرئيسة في الكيمياء اللاعضوية لما تتميز به من الوان مختلفة وخواص‬ ‫التركيب القفصي للهيموكلوبين‬‫مغناطيسية وبنيات وتفاعلات كيميائية متعددة‪ .‬حيث تلعب هذه المركبات‬‫دورا مهما ومتزايدا في الصناعة والزراعة والطب والصيدلة‪ ،‬وفي انتاج الطاقة‬‫النظيفة‪ ،‬التي اختبرت وأكدت أهميتها في الحياة المعاصرة‪ .‬ومن المركبات‬‫المعقدة المهمة في حياتنا هي الهيموكلوبين وفيتامين ‪ B12‬والكلوروفيل‪.‬‬‫ان لمعظم العناصر الفلزية في الجدول الدوري القابلية على تكوين مركبات‬‫معقدة‪ ،‬ولكن ستقتصر دراستنا في هذا الفصل على المعقدات التي تكونها‬‫بعض العناصر الانتقالية التي تكون متخصصة في معظمها لتكوين هذا النوع‬ ‫من المركبات والتي سبق ان تعرفت عليها‪.‬‬‫تسمى العناصر التي تقع ضمن الجدول الدوري بين المجموعتين ‪ IIA‬و‬‫‪ IIIA‬بالعناصر الانتقالية‪] ،‬الشكل (‪ [)1-5‬حيث يعد العنصر انتقاليا‬‫إذا كان يحتوي على الغلاف الثانوي ‪ d‬أو ‪ f‬مملوء جزئيا‪ ،‬أما في حالته الحرة‬ ‫أو في احد مركباته‪ .‬وتقسم العناصر الانتقالية الى قسمين‪:‬‬‫‪ -1‬عناصر مجموعة ‪ d‬أو العناصر الانتقالية الرئيسية وتتألف من ثلاث‬‫دورات كل منها يحتوي على عشرة عناصر‪ ،‬تدعى بالسلاسل الانتقالية‬ ‫الأولى والثانية والثالثة‪.‬‬‫‪-2‬عناصر مجموعة ‪ f‬أو العناصر الانتقالية الداخلية المتكونة من دورتين‬‫كل منهما تحتوي على أربعة عشر عنصرا‪ ،‬وتقع أسفل الجدول الدوري‬ ‫وتسمى اللانثنيدات والاكتنيدات‪.‬‬ ‫وتمتاز العناصر الانتقالية بخواص مشتركة أهمها‪:‬‬‫‪ -1‬أن لها حالات تأكسد متعددة حيث تميل العناصر الانتقالية الى إهار‬ ‫أكثر من حالة تأكسد واحدة مع بعض الحالات الشاذة‪.‬‬‫‪ -2‬تتصف العديد من مركباتها بالصفات البارامغناطيسية حيث إن للعناصر‬‫الانتقالية أغلفة ‪ d‬أو ‪ f‬مملوءة جزئي ًا بالالكترونات ولذلك فان ذرات الفلز‬‫تحتوي على الكترونات منفردة تميز هذه المواد بخاصية البارامغناطيسية‪.‬‬ ‫‪ -3‬العديد من مركباتها ملونة‪.‬‬ ‫‪-4‬لها ميل كبير لتكوين أيونات أو مركبات معقدة‪.‬‬ ‫‪192‬‬

‫‪1 18‬‬‫‪IA VIIIA‬‬‫‪1‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪13 14‬‬ ‫‪15‬‬ ‫‪16‬‬ ‫‪17‬‬ ‫‪2‬‬ ‫‪IIA‬‬ ‫‪IIIA IVA‬‬ ‫‪VA‬‬ ‫‪VIA‬‬ ‫‪VIIA‬‬‫‪H‬‬ ‫‪He‬‬‫‪34‬‬ ‫‪5 6 7 8 9 10‬‬‫‪Li Be‬‬ ‫‪B C N O F Ne‬‬‫‪11 12‬‬ ‫‪3‬‬ ‫‪4‬‬ ‫‪5‬‬ ‫‪67‬‬ ‫‪8 9 10‬‬ ‫‪11‬‬ ‫‪12‬‬ ‫‪13‬‬ ‫‪14‬‬ ‫‪15‬‬ ‫‪16‬‬ ‫‪17 18‬‬ ‫‪IIIB‬‬ ‫‪IVB‬‬ ‫‪VB‬‬ ‫‪VIB VIIB‬‬ ‫‪VIIIB‬‬ ‫‪IB‬‬ ‫‪IIB‬‬ ‫‪Na Mg‬‬ ‫‪Al‬‬ ‫‪Si‬‬ ‫‪P‬‬ ‫‪S‬‬ ‫‪Cl Ar‬‬‫‪19 20 21 22‬‬ ‫‪23 24 25‬‬ ‫‪26 27 28 29 30 31 32‬‬ ‫‪33 34 35 36‬‬‫‪K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr‬‬‫‪37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54‬‬ ‫‪Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe‬‬‫‪55 56‬‬ ‫‪57 72 73‬‬ ‫‪74 75 76‬‬ ‫‪77 78 79‬‬ ‫‪80 81 82 83‬‬ ‫‪84 85 86‬‬‫‪Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn‬‬‫‪87 88 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112‬‬ ‫‪Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub‬‬ ‫الشكل ‪1-5‬‬ ‫‪58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71‬‬‫موقع العناصر الانتقالية في‬ ‫‪Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu‬‬ ‫الجدول الدوري‬ ‫‪90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103‬‬ ‫‪Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Ir‬‬ ‫‪ 2-5‬الملح المزدوج والمركب التناسقي‬ ‫عند مزج محلولي الملحين البسيطين المستقرين (كبريتات الامونيوم‬ ‫وكبريتات الحديد (‪ ))II‬التاليين بنسب مولية بسيطة ثم تبخير المحلول‬ ‫الناتج سنحصل على حبيبات مركب جديد يدعـــــى مركب إضافــــــــــــة‬ ‫(‪ .)Addition compound‬كما هو مبين في المعادلة أدناه ‪:‬‬ ‫‪(NH4)2SO4 + FeSO4 + 6H2O‬‏‬ ‫‪ O4. 6H2O‬م‪S‬ل‪)2‬ح‪4‬مو‪H‬ر‪FeSO4. (N‬‬ ‫وعند اذابة كبريتات النحاس‏‪ CuSO4‬في مذيب معين واضافة الامونيا إليه‬ ‫نحصل على مركب الاضافة الاتي‪:‬‬ ‫‪CuSO4 + 4NH3‬‏‬ ‫او ‪CuSO4. 4NH3‬‬ ‫‪[Cu(NH3)4]SO4‬‬ ‫وعليه يمكن تقسيم مركبات الإضافة الى قسمين ‪:‬‬ ‫أ‪ -‬الملح المزدوج ‪Double Salt‬‬ ‫وهو مركب إضافة مستقر يعطي عند إذابته في الماء الايونات المكونة له‬ ‫كافة‪ ،‬وفي هذه الحالة يحتفظ كل ايون بصفاته المستقلة‪ .‬وعلى سبيل المثال‪،‬‬ ‫فعند إذابة ملح مور (‪ )Mohr,s salt‬المزدوج المحضر في المعادلة الأولى‬ ‫أعلاه يعطي أيونات ‪ Fe2+‬و ‪ NH4+‬و ‪ SO42-‬التي يمكن التأكد من وجودها‬‫في المحلول باستخدام الطرائق الشائعة للكشف عنها‪193 .‬‬

‫ب‪ -‬المركب التناسقي ‪Coordination Compound‬‬‫وهو مركب اضافة مستقر ولكنه لا يعطي كافة الايونات المكونة له عند‬‫ذوبانه في الماء‪ .‬وفي هذه الحالة فان الصفات المستقلة لقسم من الايونات‬‫المكونة له سوف تختفي‪ .‬وعلى سبيل المثال‪ ،‬فعند إذابة المركب التناسقي‬‫‪ CuSO4.4NH3‬والمحضر في المعادلة الثانية أعلاه في الماء فانه لن يعطي‬‫الأيونات التي تكون منها (‪ Cu2+‬و ‪ )SO42-‬بل يعطي ايون ‪ SO42-‬فقط‬‫ويكون ايون ‪ Cu2+‬ضمن الايون المعقد ‪ [Cu(NH3)4]2+‬وعلى وفق‬ ‫المعادلة آدناه‪:‬‬‫‪ CuSO4. 4NH3‬‏‬ ‫‪[Cu(NH3)4]2+ + SO42-‬‬‫وبالتالي فان هذا المركب في المحلول يعطي كشف ًا للأيون ‪ SO42-‬فقط‬‫ولا يعطي كشف لأيون ‪ ،Cu2+‬لذلك يكتب المركب التناسقي بالشكل‬‫أيون معقد موجب‬ ‫التناسقي من‬ ‫المركب‬ ‫‪C[uC(Nu(HN3H)43])S4O]24+‬وأ[ي‪.‬ويتنكوسانل هبذا‬‫ويمكن للمركب‬ ‫(‪.)SO42-‬‬ ‫بسيـط‬‫التناسقي أيضا أن يتكون من أيون معقد سالب وايون موجب بسيط‪ ،‬كما‬ ‫في الأمثلة الآتية ‪:‬‬‫]‪K3[Fe(CN)6‬‬ ‫‪3K+ + [Fe(CN)6]3-‬‬‫مركب تناسقي‬ ‫أيون سالب معقد أيون موجب بسيط‬‫‪[Co(NH3)6]Cl3‬‬ ‫‪[Co(NH3)6]3+ + 3Cl-‬‬‫مركب تناسقي‬ ‫أيون سالب بسيط أيون موجب معقد‬‫وهناك مركبات تناسقية لا تذوب في الماء لعدم قدرتها على التأين وبالتالي‬‫لن تعطي أي أيونات عند وجودها بتماس مع الماء مثل [‪ ]Ni(CO)4‬و‬ ‫]‪[Co(NH3)3Cl3‬‬ ‫‪194‬‬

‫مثال ‪1-5‬‬‫وضح لماذا يصنف المركـب ‪ Fe)NH4(2)SO4(2‬كملح مزدوج بينما‬ ‫يصنف المركب ]‪ K3[Fe)CN(6‬كمركب معقد (مركب تناسقي) ؟‬ ‫الحـــل‪:‬‬‫يتكون المركب ‪Fe)NH4(2)SO4(2‬من مزج محلولي كبريتات الحديد‬ ‫(‪ )II‬وكبريتات الامونيوم وفق المعادلة الاتية ‪:‬‬‫‪)NH4(2SO4 + FeSO4‬‬ ‫‪FeSO4.)NH4(2SO4‬‬‫والمركب الناتج هو ملح مور خالي من الماء‪ ،‬وعند ذوبانه في الماء فإنه يعطي‬‫آيونات ‪ Fe2+‬و ‪ NH4+‬و ‪ .SO42-‬ويتم التأكد من وجودها في المحلول‬ ‫باستخدام طرائق الكشف الشائعة لكل أيون منها‪.‬‬‫اما عند اذابة المركب ]‪ K3[Fe)CN(6‬في الماء فيكون على وفق المعادلة‪:‬‬‫]‪K3[Fe)CN(6‬‬ ‫‪[Fe)CN(6] 3- + 3K+‬‬‫حيث يلاحظ اختفاء ايونات ‪ Fe3+‬المستقلة لانها تكون ضمن الأيون المعقد‬‫‪ [Fe)CN(6] 3-‬وبالتالي فإن المحلول المعقد في الماء يعطي كشف لأيون‬‫‪ K+‬فقط ولا يعطي كشف لأيون ‪ Fe3+‬وأيون ‪ .CN-‬وهذا يعني ان المركب‬‫‪ Fe)NH4(2)SO4(2‬هو ملح مزدوج بينما المركب ]‪K3[Fe)CN(6‬‬ ‫هو مركب تناسقي‪.‬‬ ‫‪ 3-5‬تﻄﻮر الكيمياﺀ التناسقية‬ ‫يعد تحضير المركب كلوريد ســـــــــــــــــــــــــداسي أمين الكوبلت (‪)III‬‬ ‫‪ CoCl3. 6NH3‬في عام (‪ )1798‬البداية الحقيقية للكيمياء التناسقية‪.‬‬ ‫وقد أثار تحضير هذا المركب اهتماما كبيرا لما له من صفات فريدة كان من‬ ‫الضروري تفسيرها‪ .‬فكيف يمكن لهذا لمركب ‪ CoCl3‬ان يتحد مع الامونيا‬ ‫وكلاهما مركبان مستقران ولهما تكافؤ مشبع لتكوين مركب أخر مستقر‬ ‫أيضا‪.‬وتفسير ذلك لم يتم إلا بعد مرور قرن من الزمن‪ ،‬تم خلالها تحضير ودراسة‬ ‫خواص العديد منها حيث هرت عدة نظريات لتفسير تكوين هذه المركبات‬ ‫إلا أن مصيرها كان الإهمال لأنها لم تتمكن من تفسير النتائج العملية‪.‬‬ ‫وكانت احدى هذه النظريات هي نظرية السلسلة (‪)Chain Theory‬‬‫والتي اقترحت من قبل احد العلماء في الســــــــــــــــــــــويد الذي انتهج ‪195‬‬

‫نفس المفهوم الذي عرف عن تكوين سلاسل بين ذرات الكاربون في الكيمياء‬‫العضوية‪ .‬ونظرا للاعتقاد السائد في ذلك الوقت عن وجود نوع واحد من‬‫التكافؤ فقد اقترح هذا العالم إن الكوبلت (‪ )III‬يكون ثلاث أواصر فقط‬‫في معقداته‪ .‬ولهذا استعملت بنية السلسلة لبيان كيفية ارتباط جزيئات‬‫الامونيا الستة في المركب ‪{ CoCl3. 6NH3‬الصيغة(‪ ،})I‬حيث‬‫تكون ايونات الكلوريد غير مرتبطة مباشرة بالكوبلت ولهذا فإن ايونات‬‫الكلوريد تترسب بسرعة على شكل كلوريد الفضة عند إضافة محلول‬‫نترات الفضة الى المحلول المائي لهذا المركب‪ .‬وتمثل هذه النظرية بنية المركب‬‫‪ CoCl3. 5NH3‬بالصيغة (‪ )II‬حيث يرتبط ايون كلوريد واحد مباشرة‬‫بالكوبلت والذي لا يترسب عند إضافة نترات الفضة‪ ،‬بينما يترسب ايوني‬ ‫الكلوريد الآخر بسهولة‪.‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫‪NH3+Cl-‬‬‫‪Co- NH3-NH3-NH3-NH3+Cl-‬‬ ‫‪Co- NH3-NH3-NH3-NH3+Cl-‬‬ ‫‪NH3+Cl-‬‬ ‫‪NH3+Cl-‬‬ ‫الصيغة (‪)II‬‬ ‫الصيغة (‪)I‬‬‫ويتخذ المركب ‪ CoCl3. 4NH3‬الصيغة (‪ )III‬التي تتماشى مع‬‫التجارب العملية وتؤكد وجود ايونين من الكلوريد متصلين بشكل مباشر‬‫بالكوبلت بينما لا يتصل أيون الكلوريد الثالث بشكل مباشر‪ .‬يمكن ان يعبر‬ ‫عن المركب ‪ CoCl3. 3NH3‬بالصيغة (‪.)IV‬‬ ‫‪Cl Cl‬‬‫‪Co- NH3-NH3-NH3+Cl-‬‬ ‫‪Co- NH3-NH3-NH3-NH3+Cl-‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫‪Cl‬‬‫الصيغة (‪)IV‬‬ ‫الصيغة (‪)III‬‬‫ويمكن أن نتوقع بان سلوك ايونات الكلوريد في الصيغة (‪ )IV‬تكون‬ ‫‪196‬‬‫مشابهة لتلك التي في المركب ‪ .CoCl3.4NH3‬لكن وجد بانه لا يعطي‬‫راسب ًا عند اضافة محلول نترات الفضة إليه‪ .‬ولهذا السبب ولاسباب اخرى‬ ‫لم تنجح هذه النظرية في تفسير الخواص كافة لهذا النوع من المركبات‪.‬‬

‫‪ 1-3-5‬نظرية فرنر التناسقية‪Werner,s Coordination Theory‬‬ ‫هل تعلم‬ ‫استنبط فرنر نظريته والتي أصبحت لاحق ًا أساسا للنظريات الحديثة‬‫ان فهمنا لطبيعة المركبات‬ ‫بالاعتماد على الفرضيات الآتية‪:‬‬‫المعقدة في الوقت الحاضر يعود‬‫لنظرية فرنر البارعة‪ ،‬عند‬ ‫‪ -1‬تمتلك أكثر العناصر نوعين من التكافؤ‪ ،‬تكافؤ أولي متأين يمثل بخط‬‫اقتراحه لنظرية التناسق التي‬ ‫متقطع (‪ )------‬والذي يعرف بحالة التأكسد (‪Oxidation‬‬‫تحمل اسمه وهو في السادسة‬ ‫‪ ،)state‬وتكافؤ ثانوي غير متأين يمثل بخط متصل (ــــــــــــ) ويعرف‬‫والعشرين من عمره‪ .‬وهو‬‫أول كيميائي يهتم بالكيمياء‬ ‫بالعدد التناسقي (‪. )Coordination number‬‬‫اللاعضوية حص َل على جائزة‬ ‫‪ -2‬يحاول كل عنصر عند اشتراكه في تكوين مركب معقد إشباع كلا‬ ‫التكافؤين‪ ،‬حيث تتشبع التكافؤات الأولية بايونات سالبة أما التكافؤات‬ ‫نوبل للكيمياء عام ‪.1913‬‬ ‫الثانوية فتتشبع بايونات سالبة أو جزيئات متعادلة‪.‬‬ ‫‪ -3‬تتجه التكافؤات الثانوية نحو مواقع ثابتة في الفراغ تدعى بالمجال‬ ‫التناسقـي (‪ )Coordination sphere‬حول ايون الفلز المركزي‬ ‫وهذا هو أساس الكيمياء الفراغية للمعقدات الفلزية‪.‬‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫َم َّث َل فرنر التآصر بين الكوبلت وبين ايونات الكلوريد وجزيئات الامونيا‬‫‪NH3‬‬ ‫في المركب ‪ CoCl3. 6NH3‬بالصيغة (‪ ،)V‬والتي يمكن التعبير عنها‬ ‫بالصيغة الجزيئية ‪ .]Co(NH3)6]Cl3‬حيث تكون الحالة التأكسدية‬ ‫(التكافؤ) للكوبلت (‪ )+3‬ولذلك تعمل ايونات الكلوريد الثلاثة على‬ ‫اشباع هذه التكافؤات الأولية (معادلة شحنة ايون الكوبلت)‪ .‬أما التكافؤ‬ ‫الثانوي أو عدد التناسق فيشبع من قبل جزيئات الامونيا المتعادلة الست‪،‬‬ ‫وبهذا يكون التكافؤ الثانوي للكوبلت (‪ ،)III‬والذي يتمثل بالعدد‬ ‫التناسقي‪ ،‬يساوي (‪.)6‬‬‫‪Cl Co‬‬ ‫وتسمى جزيئات الامونيا الســـــــــــــــــــــــت في هذه الحالة بالليكندات ‪NH3‬‬ ‫(‪ .)Ligands‬يرتبط اللكيند حسب هذه النظرية مع الفلز بأواصر تناسقية ‪NH3‬‬‫‪NH3‬‬ ‫داخل المجال التناسقي للفلز‪ ،‬ولا تعتبر أيونات الكلوريد ليكندات حيث‬ ‫‪N)VH(3‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫تكون خارج مجال التناسق وترتبط بالفلز بأواصر أيونية‪ .‬و تترسب جميعها‬ ‫الصيغة‬ ‫عند إضافة محلول نترات الفضة‪.‬‬‫‪197‬‬

‫أما المركب ‪ CoCl3.5NH3‬فقد مثله فرنر بالصيغة (‪ .)VI‬وهنا نجد‬ ‫‪Cl‬‬ ‫‪NH3‬‬‫أن احد ايونات الكلوريد قد قا َم باشباع كلا التكافؤين الأولي والثانوي وعبر‬ ‫‪Co‬‬ ‫‪Cl‬‬‫‪ NH3‬عن الآصرة التي تربطه بالفلــز بالخطــين المستمر والمتقطع (‪،) ----------‬‬‫ولهذا فايون الكلوريد هذا لا يترسب بسهولة عند إضافة محلول نترات‬‫‪ Cl‬الفضة كونه أصبح مرتبطا ارتباطا قويا مباشرا بذرة الكوبلت داخل المجال‬‫التناسقي‪ .‬كما أن الايون المعقد الموجب ‪ [Co(NH3)5Cl]2+‬يحمل شحنة‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪NH3‬‬‫مقدارها (‪ )+2‬لان ‪ o3+ + Cl- = (+3) + (-1) = +2 :‬‏‪ C‬ولهذا يمثل‬ ‫‪NH3‬‬‫المركب ‪ CoCl3. 5NH3‬بالصيغة الجزيئية ‪ [Co(NH3)5Cl]Cl2‬في‬ ‫الوقت الحاضر‪.‬‬ ‫الصيغة (‪)VI‬‬‫ويمثل المركب ‪ CoCl3. 4NH3‬حسب هذه النظرية بالصيغة (‪)VII‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫‪NH3‬‬‫حيث يشبع اثنان من ايونات الكلوريد كلا من التكافؤ الأولي والتكافؤ‬ ‫‪NH3‬‬‫‪ Cl‬الثانوي ولهذا فإنهما يرتبطان بقوة في مجال التناسق‪ ،‬وبإضافة محلول‬ ‫‪Co‬‬‫نترات الفضة يترسب ايون كلوريد واحد فقط موجود خارج مجال التناسق‪.‬‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪NH3‬‬‫ويتفكك هذا المركب في المحلول الى ايونات ‪ ]Co(NH3)4Cl2[+‬و ‪Cl-‬‬ ‫‪Cl‬‬ ‫ولهذا يرمز له بالصيغة الجزيئية ‪.[Co(NH3)4Cl2]Cl‬‬ ‫الصيغة (‪)VII‬‬‫أما المركب ‪ CoCl3.3NH3‬والذي يتمثل حسب هذه النظرية بالصيغة‬ ‫‪Cl‬‬ ‫‪NH3‬‬‫‪ )VIII( NH3‬فهو لا يعطي راسب ًا عند إضافة محلول نترات الفضة اليه ويمكن‬ ‫‪Co‬‬‫تمثيله بالصيغة الكيميائية [‪ .]Co(NH3)3Cl3‬ان عدم ترسب ايونات‬‫الكلوريد عنداضافة محلول نترات الفضة يعني ان هذا المركب لا يتأين في‬‫‪ Cl‬المحلول وهذا عكس ما توقعته نظرية السلسة‪ .‬وقد بينت النتائج العملية ان‬ ‫‪Cl‬‬‫مركبات من هذا النوع لا تتأين في المحلول مما برهن على عدم صحة نظرية‬ ‫‪NH3‬‬ ‫الصيغة ( ‪)VIII‬‬ ‫السلسلة وعزز فرضيات نظرية التناسق‪.‬‬ ‫‪198‬‬

‫مثال ‪2-5‬‬ ‫ما التكافؤ الاولي (حالة التأكسد) والتكافؤ الثانوي (عدد التناسق)‬ ‫للفلز المركزي في المركبين الاتيين‪:‬‬ ‫أ‪K4[Fe)CN(6] -‬‬ ‫ب‪[Cr)NH3(6])NO3(3 -‬‬ ‫(معلومة ‪ :‬يسلك ايون السيانيد ‪ CN-‬سلوك ليكند في المعقد‬ ‫]‪.) K4[Fe)CN(6‬‬ ‫الحـــل‪:‬‬ ‫أ‪ -‬نعرف ان كل ايون بوتاسيوم له شحنة ‪+1‬‬ ‫الأيونالسالبهو‪[Fe)CN(6]4-‬اييحملشحنةمقدارها(‪)4-‬وعليه‪:‬‬ ‫‪Fe)x(+ )CN-(6 = -4‬‬ ‫‪x + 6 * )-1( = -4‬‬ ‫‪x = +2‬‬ ‫لذا فالتكافؤ الاولي يساوي ‪ +2‬اما التكافؤ الثانوي فيساوي ‪ 6‬وهو عدد‬ ‫الليكندات المتصلة مباشرة بالفلز او التي توضع داخل الاقواس المربعة‪.‬‬ ‫ب‪ -‬بما أن كل ايون نترات يحمل شحنة (‪ )1-‬وأن الأمونيا متعادلة‬ ‫الايونالموجبهو‪[Cr)NH3(6]3+‬اييحملشحنةمقدارها(‪)3+‬وعليه‪:‬‬ ‫‪ Cr)x(+ )NH30(6 = +3‬تمرين ‪1-5‬‬‫‪ x + 0 * 6 = +3‬كم هو التكافؤ الاولي والتكافؤ الثانوي‬ ‫‪x = +3‬‬‫للحديدفيالمركب ]‪K3[Fe)CN(6‬؟‬ ‫لذا فالتكافؤ الاولي يساوي ‪ +3‬اما التكافؤ الثانوي فيساوي ‪.6‬‬ ‫ج ‪.6 ; +3 :‬‬ ‫‪ 2-3-5‬ﺣﻮاﻣﺾ وقﻮاعد لﻮيﺲ‬ ‫يمثل كل من جزيء الميثان (‪ )CH4‬وجزيء الامونيا (‪ )NH3‬على وفق‬ ‫رمز لويس بالصيغتين الآتيتين‪:‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪HCH‬‬ ‫‪HN‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪H‬‬ ‫الميثان‬ ‫الامونيا‬‫‪199‬‬

‫يظهر رمز لويس لكل من جزيء الميثان والامونيا أن هناك نقطة اختلاف‬‫جوهرية مهمة جدا بينهما‪ ،‬وهي وجود مزدوج الكتروني على ذرة النتروجين‬‫لا تشترك في تكوين آصرة مع ذرة هيدروجين مما يجعل جزيء الامونيا ذا‬‫قابلية للتفاعل مع ذرات أخرى عن طريق اشراك هذا المزدوج الالكتروني‪.‬‬‫تسمى الاصرة المتكونة نتيجة لاشتراك مزدوج الكتروني (مزدوج غير مشترك‬‫فيتكوينأصرة)كمافيذرةالنتروجينمعذرةاخرىتمتلكاوربيتالفارغمه َّيأ‬‫لاستقباله بالاصرة التناسقية (‪ ،)Coordination bond‬ويعبر عنها‬‫بسهم( )يتجهمنالذرةالواهبةالىالذرةالمستقبلةللمزدوجالالكتروني‪،‬‬‫كما هو في تفاعل الامونيا مع البروتون لتكوين ايون الامونيوم الموجب‪.‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪[H‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪]+‬‬ ‫‪H‬‬‫‪H N + H+‬‬ ‫‪N‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪[H ]N→H +‬‬ ‫‪H HH‬‬‫كما يمكن للامونيا إشراك هذا المزدوج الالكتروني مع مركبات أخرى اضافة‬‫لايون الهيدروجين‪ ،‬كما في معقد أمين الفلز عندما يهب النتروجين المزدوج‬ ‫الالكتروني الى ايون الفلز كما هو في التفاعلات الآتية‪:‬‬‫‪ g+ + 2 :NH3‬‏‪A‬‬ ‫‪[H3N:Ag:NH3]+‬‬‫‪Cu2+ + 4 :NH3‬‏‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪::‬‬ ‫‪[H3N :Cu :NH3]2+‬‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪H‬‬ ‫‪N‬‬ ‫‪NH3‬‬ ‫‪NH 3 ]3+‬‬ ‫‪3‬‬‫‪ o3+ + 6 :NH3‬‏‪C‬‬ ‫[‬ ‫‪:‬‬ ‫‪:‬‬ ‫‪:‬‬ ‫‪Co‬‬ ‫‪::: NH3‬‬‫‪NH‬‬ ‫‪H 3N‬‬ ‫‪3‬‬‫ُت َع ُّد هذه التفاعلات تفاعلات تحدث بين حوامض وقواعد بمفهوم لويس‪،‬‬ ‫‪200‬‬‫حيث ُت َع ُّد الامونيا واهبة للالكترونات ولهذا فهي قاعدة حسب مفهوم لويس‪،‬‬‫أما الايون الفلزي الذي استقبل هذا المزدوج الالكتروني فيعد حامض ًا حسب‬‫مفهوم لويس‪ .‬ونتيجة لهذا التفاعل تتكون الآصرة التناسقية‪ ،‬ويدعى ناتج‬‫التفاعل المتكون بالمعقد التناسقي‪ .‬وباختصار يمكن القول إن هذا التفاعل هو‬‫عبارة عن تفاعل قاعدة لويس الذي يسمى الليكند مع حامض لويس والذي‬ ‫يسمى الايون أو الفلز المركزي‪.‬‬