الكيمياء الكهربائية: الخلايا الكهروكيميائية — الأقطاب والقوة الدافعة الكهربائية وقانون نرنست — الثالثة ثانوي (بكالوريا) — المنهاج الجزائري

الثالثة ثانوي, تربية وتعليم, دروس الثانوي ضع تعليق

المادة: العلوم الفيزيائية | المستوى: الثالثة ثانوي (بكالوريا) | الشعب: علوم تجريبية + رياضيات + تقني رياضي | الوحدة: الكيمياء الكهربائية — الخلايا الكهروكيميائية

🎯 أهداف التعلم

أن يتعرف المتعلم على مفهوم الخلية الكهروكيميائية ومكوناتها الأساسية.
أن يميز بين المصعد (الأنود) والمهبط (الكاثود) في الخلية الكهروكيميائية.
أن يحسب القوة الدافعة الكهربائية لخلية باستخدام جدول الأكسدة والإرجاع.
أن يطبق قانون نرنست لحساب كمون القطب في ظروف غير قياسية.
أن يميز بين الخلايا الغلفانية (الفولتية) والخلايا الإلكتروليتية.
أن يحل تمارين بكالوريا في الكيمياء الكهربائية.

🔬 تمهيد

تُعد الكيمياء الكهربائية من الفروع التطبيقية المهمة في الكيمياء، حيث تدرس تحويل الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية والعكس. تعتمد عليها العديد من التقنيات الحديثة كالبطاريات والمراكم وخلايا الوقود والطلاء الكهربائي. في هذا الدرس، سنتعمق في دراسة الخلايا الكهروكيميائية — قلب الكيمياء الكهربائية — من خلال تحليل مكوناتها، آليات عملها، وحساباتها الكمية. هذا الموضوع من المواضيع الأساسية في بكالوريا الجزائر لشعبتي العلوم التجريبية والرياضيات، ويأتي غالباً في التمارين التجريبية (الجزء الثاني من الامتحان).

⚡ مفهوم الخلية الكهروكيميائية

الخلية الكهروكيميائية هي منظومة تحوّل الطاقة الكيميائية الناتجة عن تفاعل أكسدة-إرجاع تلقائي إلى طاقة كهربائية (خلية غلفانية/فولتية)، أو تستخدم الطاقة الكهربائية لإجراء تفاعل أكسدة-إرجاع غير تلقائي (خلية إلكتروليتية).

المكونات الأساسية للخلية الكهروكيميائية

قطبان كهربائيان (إلكترودان): أحدهما مصعد (أنود) حيث يحدث الأكسدة، والآخر مهبط (كاثود) حيث يحدث الإرجاع.
محلول إلكتروليتي: يحتوي على أيونات موصلة للتيار الكهربائي.
جسر ملحي (في الخلايا الغلفانية): يربط بين نصفي الخلية، مما يسمح بمرور الأيونات ويحافظ على التعادل الكهربائي.
دارة خارجية: تسمح بمرور الإلكترونات من المصعد إلى المهبط.

📊 الفرق بين المصعد (الأنود) والمهبط (الكاثود)

المقارنة	المصعد (الأنود)	المهبط (الكاثود)
نوع التفاعل	أكسدة (فقدان إلكترونات)	إرجاع (اكتساب إلكترونات)
شحنة القطب	سالب (في الخلية الغلفانية)	موجب (في الخلية الغلفانية)
اتجاه الإلكترونات	تغادر الإلكترونات المصعد ← تدخل الدارة الخارجية	تصل الإلكترونات إلى المهبط عبر الدارة الخارجية
في الخلية الإلكتروليتية	موجب (مرتبط بالقطب الموجب للمولد)	سالب (مرتبط بالقطب السالب للمولد)

🧪 عمود دانيال (Daniell Cell) — النموذج الأساسي للخلية الغلفانية

عمود دانيال هو أبسط نموذج للخلية الكهروكيميائية الغلفانية، ويتكون من:

نصف خلية الزنك: قطب Zn مغمور في محلول ZnSO₄ (تركيز 1 mol/L). يحدث الأكسدة: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
نصف خلية النحاس: قطب Cu مغمور في محلول CuSO₄ (تركيز 1 mol/L). يحدث الإرجاع: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
جسر ملحي: يحتوي عادةً على KCl أو KNO₃

تفاعل الخلية الكلي: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
القوة الدافعة الكهربائية (عمود دانيال): E°_خلية = E°_Cu²⁺/Cu − E°_Zn²⁺/Zn = 0.34 − (−0.76) = 1.10 V

📐 القوة الدافعة الكهربائية للخلية (EMF)

القوة الدافعة الكهربائية (E_خلية) للخلية الكهروكيميائية هي الفرق في كموني القطبين، وتُحسب بالعلاقة:

E°_خلية = E°_{مهبط (كاثود)} − E°_{مصعد (أنود)}
حيث E° هو كمون الإرجاع القياسي (بالفولت) في الشروط النظامية (25°C، 1 bar، تركيز 1 mol/L)

جدول كمونات الأكسدة والإرجاع القياسية (اختيار مهم للبكالوريا)

الثنائية (أكسدة/إرجاع)	نصف التفاعل (إرجاع)	E° (V)
F₂/F⁻	F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2.87
MnO₄⁻/Mn²⁺	MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	+1.51
Cl₂/Cl⁻	Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻	+1.36
O₂/H₂O	O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O	+1.23
Br₂/Br⁻	Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻	+1.09
Ag⁺/Ag	Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0.80
Fe³⁺/Fe²⁺	Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺	+0.77
I₂/I⁻	I₂ + 2e⁻ → 2I⁻	+0.54
Cu²⁺/Cu	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0.34
2H⁺/H₂	2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0.00 (مرجع)
Fe²⁺/Fe	Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	−0.44
Zn²⁺/Zn	Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0.76
Al³⁺/Al	Al³⁺ + 3e⁻ → Al	−1.66
Mg²⁺/Mg	Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg	−2.37
Na⁺/Na	Na⁺ + e⁻ → Na	−2.71

📝 قانون نرنست (Nernst Equation)

في الظروف غير القياسية (درجات حرارة أو تراكيز مختلفة)، يُحسب كمون القطب باستخدام قانون نرنست:

E = E° − (RT/nF) × ln(Q)
عند 25°C (298 K): E = E° − (0.059/n) × log(Q)
حيث:
n = عدد الإلكترونات المتبادلة في نصف التفاعل
Q = خارج التفاعل (نسبة تراكيز النواتج إلى المتفاعلات)
R = 8.314 J/(mol·K) | F = 96500 C/mol (ثابت فاراداي)

🔹 مثال تطبيقي: حساب كمون قطب الزنك في ظروف غير قياسية

المعطيات: قطب Zn مغمور في محلول Zn²⁺ تركيزه 0.01 mol/L عند 25°C. E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V

الحل:

نصف التفاعل: Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn (n = 2)

قانون نرنست: E = E° − (0.059/n) × log(1/[Zn²⁺])

E = −0.76 − (0.059/2) × log(1/0.01)

E = −0.76 − 0.0295 × log(100)

E = −0.76 − 0.0295 × 2

E = −0.76 − 0.059 = −0.819 V

نلاحظ أن كمون القطب يصبح أكثر سلبية بزيادة تخفيف المحلول.

🔋 أنواع الخلايا الكهروكيميائية

1. الخلايا الغلفانية (الفولتية) — تحول كيميائي → كهرباء

النوع	الوصف	أمثلة
البطاريات الأولية	غير قابلة لإعادة الشحن (تفاعل غير عكوس)	بطارية الزنك-كربون، البطارية القلوية
البطاريات الثانوية (المراكم)	قابلة لإعادة الشحن (تفاعل عكوس)	بطارية الرصاص (مركم السيارة)، بطارية Li-ion
خلايا الوقود	تحول طاقة الوقود (هيدروجين) إلى كهرباء باستمرار	خلية وقود الهيدروجين (H₂/O₂)

2. الخلايا الإلكتروليتية — كهرباء → تحول كيميائي

تستخدم الطاقة الكهربائية لإجراء تفاعل أكسدة-إرجاع غير تلقائي. أمثلة: التحليل الكهربائي للماء، الطلاء الكهربائي، تنقية النحاس. (راجع درس التحليل الكهربائي: التفاعلات القسرية لمزيد من التفاصيل).

✏️ تمارين بكالوريا محلولة

🔹 تمرين بكالوريا 1: حساب القوة الدافعة الكهربائية لخلية

المعطيات: نكون خلية غلفانية من نصفي الخلية التاليين:
– نصف خلية A: قطب Al مغمور في محلول Al³⁺ (تركيز 1 mol/L)
– نصف خلية B: قطب Cu مغمور في محلول Cu²⁺ (تركيز 1 mol/L)
المعطيات: E°(Al³⁺/Al) = −1.66 V | E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V

1. حدد المصعد والمهبط.

الحل: Al له كمون أقل (−1.66 V) ← هو المختزل الأقوى ← سيخضع للأكسدة ← المصعد (الأنود)
Cu له كمون أعلى (+0.34 V) ← هو المؤكسد الأقوى ← سيخضع للإرجاع ← المهبط (الكاثود)

2. اكتب نصفَي التفاعل وتفاعل الخلية الكلي.

الحل:
المصعد (أكسدة): Al(s) → Al³⁺(aq) + 3e⁻ |×2
المهبط (إرجاع): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s) |×3
التفاعل الكلي: 2Al(s) + 3Cu²⁺(aq) → 2Al³⁺(aq) + 3Cu(s)

3. احسب القوة الدافعة الكهربائية للخلية.

الحل:
E°_خلية = E°_مهبط − E°_مصعد = 0.34 − (−1.66) = 2.00 V

🔹 تمرين بكالوريا 2: تطبيق قانون نرنست

المعطيات: خلية غلفانية مكونة من:
– قطب الحديد (Fe) مغمور في 100 mL من محلول Fe²⁺ تركيزه 0.1 mol/L
– قطب الفضة (Ag) مغمور في 100 mL من محلول Ag⁺ تركيزه 0.01 mol/L
المعطيات: E°(Fe²⁺/Fe) = −0.44 V | E°(Ag⁺/Ag) = +0.80 V
درجة الحرارة: 25°C

1. حدد اتجاه سير التفاعل التلقائي.

الحل: E°(Ag⁺/Ag) > E°(Fe²⁺/Fe) ← Ag⁺ مؤكسد أقوى ← Ag⁺ يُرجَع ← المهبط
Fe يُؤكسَد ← المصعد

اتجاه التفاعل التلقائي: Fe + 2Ag⁺ → Fe²⁺ + 2Ag

2. احسب القوة الدافعة الكهربائية للخلية في الظروف القياسية.

الحل: E°_خلية = E°(Ag⁺/Ag) − E°(Fe²⁺/Fe) = 0.80 − (−0.44) = 1.24 V

3. احسب القوة الدافعة الكهربائية في الظروف المعطاة.

الحل: نطبق قانون نرنست لكل قطب:
نصف تفاعل الإرجاع (Ag⁺/Ag): E(Ag⁺/Ag) = E° − (0.059/1) × log(1/[Ag⁺])
= 0.80 − 0.059 × log(1/0.01) = 0.80 − 0.059 × 2 = 0.80 − 0.118 = 0.682 V

نصف تفاعل الأكسدة (Fe²⁺/Fe): E(Fe²⁺/Fe) = E° − (0.059/2) × log(1/[Fe²⁺])
= −0.44 − 0.0295 × log(1/0.1) = −0.44 − 0.0295 × 1 = −0.4695 V

E_خلية = E(مهبط) − E(مصعد) = 0.682 − (−0.4695) = 1.1515 V ≈ 1.15 V

نلاحظ أن القوة الدافعة الكهربائية في الظروف غير القياسية (1.15 V) تختلف عن الظروف القياسية (1.24 V).

🔹 تمرين بكالوريا 3: تحليل نصفي خلية (مقترح بكالوريا 2024)

نكون الخلية الغلفانية التالية:
Pt | Fe²⁺(0.1M), Fe³⁺(0.01M) || Ag⁺(0.05M) | Ag
المعطيات: E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0.77 V | E°(Ag⁺/Ag) = +0.80 V

1. أكتب التفاعلين عند المصعد والمهبط.

الحل:
المصعد (الأنود): Fe²⁺(aq) → Fe³⁺(aq) + e⁻ (نظراً لأن Fe²⁺/Fe³⁺ له كمون أقل)
المهبط (الكاثود): Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s)

2. احسب القوة الدافعة الكهربائية للخلية.

الحل: باستخدام قانون نرنست:
E(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0.77 − 0.059 × log([Fe²⁺]/[Fe³⁺]) = 0.77 − 0.059 × log(0.1/0.01) = 0.77 − 0.059 × log(10) = 0.77 − 0.059 = 0.711 V
E(Ag⁺/Ag) = 0.80 − 0.059 × log(1/0.05) = 0.80 − 0.059 × log(20) = 0.80 − 0.059 × 1.30 = 0.80 − 0.0767 = 0.723 V
E_خلية = 0.723 − 0.711 = 0.012 V

نلاحظ أن القوة الدافعة الكهربائية صغيرة جداً لأن كموني القطبين متقاربان — وهذا يعني أن الخلية تقترب من حالة التوازن (مرتبط بدرس التوازن الكيميائي).

📌 تطبيقات مهمة في الكيمياء الكهربائية

التنبؤ بسير التفاعلات التلقائية

يمكن استخدام جدول كمونات الأكسدة والإرجاع للتنبؤ باتجاه التفاعل: كلما كان فرق الكمون (E°_خلية) موجباً، كان التفاعل تلقائياً. إذا كان E°_خلية سالباً، فالتفاعل غير تلقائي ويحتاج إلى مصدر طاقة خارجي (تحليل كهربائي).

الطلاء الكهربائي (Electroplating)

عملية ترسيب طبقة رقيقة من فلز (كالفضة أو الذهب أو الكروم) على سطح فلز آخر باستخدام التحليل الكهربائي. يُوضع الجسم المراد طلاؤه كمهبط، وتتأكسد أيونات الفلز المُراد ترسيبه عند المصعد ثم تختزل على سطح الجسم.

بطارية الرصاص (مركم السيارة)

أشهر مثال على البطاريات الثانوية القابلة لإعادة الشحن:

المصعد (أثناء التفريغ): Pb(s) + SO₄²⁻(aq) → PbSO₄(s) + 2e⁻
المهبط (أثناء التفريغ): PbO₂(s) + 4H⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + 2e⁻ → PbSO₄(s) + 2H₂O(l)
القوة الدافعة الكهربائية: حوالي 2.0 V لكل خلية (6 خلايا متصلة على التسلسل → 12 V للمركب الكامل)

📋 جدول مقارن: الخلايا الغلفانية vs الإلكتروليتية

المقارنة	الخلية الغلفانية (الفولتية)	الخلية الإلكتروليتية
مصدر الطاقة	تفاعل كيميائي تلقائي	مصدر كهربائي خارجي (مولد)
نوع التفاعل	تلقائي (ΔG < 0)	غير تلقائي (ΔG > 0)
شحنة المصعد	سالب (يولد إلكترونات)	موجب (متصل بالقطب الموجب للمولد)
شحنة المهبط	موجب (يستقبل إلكترونات)	سالب (متصل بالقطب السالب للمولد)
التطبيقات	بطاريات، مراكم، خلايا وقود	طلاء كهربائي، تنقية معادن، تحليل كهربائي

✅ ملخص الدرس

الخلية الكهروكيميائية تحول الطاقة الكيميائية ↔ كهربائية عبر تفاعلات أكسدة-إرجاع.
المصعد (الأنود): يحدث فيه الأكسدة — المهبط (الكاثود): يحدث فيه الإرجاع.
القوة الدافعة الكهربائية: E_خلية = E_مهبط − E_مصعد (قيمة موجبة = تفاعل تلقائي).
قانون نرنست: E = E° − (0.059/n) × log(Q) عند 25°C — لحساب الكمون في الظروف غير القياسية.
كلما زاد فرق الكمون بين القطبين، زادت القوة الدافعة الكهربائية للخلية.
الخلايا الغلفانية تنتج تياراً كهربائياً تلقائياً، بينما تحتاج الخلايا الإلكتروليتية إلى مصدر خارجي.
تطبيقات: البطاريات (الرصاص، Li-ion)، خلايا الوقود، الطلاء الكهربائي.

📍 دروس مشابهة:

شاهد أيضا

التاريخ والجغرافيا — المعالم الأثرية والتاريخية في الجزائر (تيمقاد، جيميلة، قصبة الجزائر، طاسيلي) — السنة الرابعة ابتدائي — المنهاج الجزائري

🎯 أهداف التعلم أن يتعرف التلميذ على أبرز المعالم الأثرية والتاريخية في الجزائر. أن يربط …