جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم (رایگان و جامع) + نکات و حل تمرین

در شیمی پایه دوازدهم (شیمی ۳) فصل دوم، مباحث الکتروشیمی و سلول‌های الکتروشیمیایی بررسی می‌شود. در این فصل مباحثی چون واکنش‌های شیمیایی اکسایش کاهش و عدد اکسایش توضیح داده شده و مفاهیم پایه‌ای مانند پتانسیل استاندارد سلول و تولید انرژی از واکنش‌های شیمیایی مطرح می‌شود. در این مطلب از مجله فرادرس با بررسی این مفاهیم به جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم می‌پردازیم.

در ابتدای این مطلب، مفاهیم و فرمول‌های مهم در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم را بررسی می‌کنیم. سپس واکنش‌های اکسایش و کاهش و عوامل اکسنده و کاهنده را می‌آموزیم. در ادامه، سلول‌های گالوانی و پتانسیل استاندارد را بررسی کرده و به بررسی نیروی الکتروموتوری می‌پردازیم. همچنین، مفاهیمی چون برقکافت، خوردگی آهن، فداکاری فلزها، آهن گالوانیزه، آبکاری و فرایند هال نیز در این فصل بررسی می‌شوند. با مطالعه این مطلب تا انتها می‌توانید جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم را به شکلی کامل بیاموزید.

جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم

در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، مهم‌ترین مفاهیم مربوط به الکتروشیمی و برهمکنش الکترون‌ها در واکنش‌های شیمیایی برای تولید انرژی بررسی می‌شود. در این فصل، مفاهیم اساسی و مهمی چون اکسایش و کاهش، نیم واکنش اکسایش و کاهش، پتانسیل استاندارد سلول، سلول الکتروشیمیایی، آند و کاتد و ... برسی می‌شود. در ادامه، لیست مهم‌ترین مفاهیم این فصل آورده شده است.

• الکتروشیمی
• اکسایش و کاهش
• نیم واکنش اکسایش و کاهش
• سلول گالوانی
• emf نیروی الکتروموتوری
• پتانسیل استاندارد
• عنصر لیتیم
• سلول سوختی
• عدد اکسایش
• سلول الکترولیتی
• برقکافت
• خوردگی آهن
• فداکاری فلزها
• آهن گالوانیزه
• آبکاری
• فرایند هال

جدول فرمول های شیمی دوازدهم فصل دوم

در ادامه، مهم‌ترین فرمول‌ها، واکنش‌ها و مفاهیم ارائه شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم ارائه شده است. برای دسترسی به کل فرمول‌های شیمی دوازدهم، پیشنهاد می‌کنیم مطلب فرمول‌های شیمی دوازدهم در یک نگاه را مطالعه کنید.

یادگیری شیمی دوازدهم با فرادرس

برای درک بهتر مفاهیم ارائه شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، نیاز است ابتدا با مفاهیمی چون آرایش الکترونی، ساختار اتم، تشکیل یون، ترکیبات شیمیایی و انرژی شیمیایی آشنا شویم. پیشنهاد می‌کنیم برای یادگیری بهتر این مفاهیم، به مجموعه فیلم آموزش دروس پایه دوازدهم، بخش شیمی مراجعه کنید که با زبانی ساده ولی کاربردی به توضیح این مفاهیم می‌پردازد.

همچنین، با مراجعه به فیلم‌های آموزش فرادرس که در ادامه آورده شده است، می‌توانید به آموزش‌های بیشتری در زمینه جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم دسترسی داشته باشید.

• فیلم آموزش شیمی ۱ پایه دهم گواهینامه فرادرس
• فیلم آموزش شیمی ۱ پایه دهم حل سوالات تشریحی امتحانات نهایی فرادرس
• فیلم آموزش شیمی ۲ پایه یازدهم رشته علوم تجربی و ریاضی و فیزیک فرادرس

الکتروشیمی چیست؟

الکتروشیمی شاخه‌ای از شیمی است که به مطالعه فرایندهای شیمیایی همراه با انتقال الکترون می‌پردازد. جابه‌جایی الکترون‌ها همان جریان الکتریسیته را ایجاد می‌کند و می‌تواند در اثر واکنش‌های شیمیایی یا اعمال جریان الکتریکی رخ دهد. مهم‌ترین واکنش‌های الکتروشیمی، واکنش‌های اکسایش و کاهش یا ردوکس هستند.

در واکنش‌های ردوکس، عدد اکسایش یک یا چند عنصر تغییر می‌کند. هنگامی که یک ماده الکترون از دست می‌دهد، عدد اکسایش آن افزایش یافته و اکسید می‌شود. در مقابل، زمانی که ماده‌ای الکترون دریافت می‌کند، عدد اکسایش آن کاهش یافته و کاهش می‌یابد. بنابراین، فرایندهای اکسایش و کاهش همواره به طور همزمان رخ می‌دهند و انتقال الکترون بین مواد، اساس عملکرد سلول‌های الکتروشیمیایی و بسیاری از فناوری‌های نوین مانند باتری‌ها و پیل‌های سوختی را تشکیل می‌دهد.

اکسایش و کاهش

واکنش‌های شیمیایی که با انتقال الکترون بین گونه‌های شیمیایی همراه هستند، واکنش‌های اکسایش - کاهش یا ردوکس نامیده می‌شوند. در این واکنش‌ها، یک ماده الکترون از دست می‌دهد و اکسید می‌شود، در حالی که ماده دیگر الکترون دریافت می‌کند و کاهش می‌یابد. انتقال الکترون، ویژگی اصلی این دسته از واکنش‌ها است.

اکسایش و کاهش را می‌توان بر اساس انتقال اکسیژن، هیدروژن یا الکترون تعریف کرد. امروزه تعریف بر پایه انتقال الکترون، دقیق‌ترین و رایج‌ترین تعریف در شیمی است، اما دو تعریف دیگر نیز برای درک بهتر برخی واکنش‌ها کاربرد دارند.

اکسایش و کاهش بر اساس انتقال اکسیژن

در این تعریف، اکسایش به معنای افزایش اکسیژن و کاهش به معنای از دست دادن اکسیژن است. برای مثال، در استخراج آهن از اکسید آهن، اکسیژن از اکسید آهن جدا می‌شود و آهن کاهش می‌یابد، در حالی که مونوکسید کربن با دریافت اکسیژن اکسید می‌شود. معادله این واکنش به شکل زیر است.

$$Fe_2O_3 + 3CO \rightarrow 2Fe + 3CO_2$$

• اکسایش: افزایش اکسیژن
• کاهش: از دست دادن اکسیژن

در این نوع واکنش‌ها، ماده‌ای که اکسیژن را به ماده دیگر منتقل می‌کند، عامل اکسیدکننده و ماده‌ای که اکسیژن را از ترکیب جدا می‌کند، عامل کاهنده نام دارد.

اکسایش و کاهش بر اساس انتقال هیدروژن

در این تعریف، اکسایش به معنای از دست دادن هیدروژن و کاهش به معنای دریافت هیدروژن است. برای نمونه، تبدیل اتانول به اتانال با حذف هیدروژن یک فرایند اکسایش است و تبدیل دوباره اتانال به اتانول با افزودن هیدروژن، یک واکنش کاهش محسوب می‌شود. معادله این واکنش‌ها به شکل زیر است.

• اکسایش: از دست دادن هیدروژن:

$$CH_3CH_2OH \rightarrow CH_3CHO + H_2$$

• کاهش: دریافت هیدروژن:

$$CH_3CHO + H_2 \rightarrow CH_3CH_2OH$$

بر این اساس، عامل اکسیدکننده هیدروژن را از ماده دیگر جدا می‌کند و عامل کاهنده هیدروژن را به آن اضافه می‌کند.

اکسایش و کاهش بر اساس انتقال الکترون

رایج‌ترین تعریف واکنش‌های ردوکس بر پایه انتقال الکترون است. در این تعریف، ماده‌ای که الکترون از دست می‌دهد اکسید می‌شود و ماده‌ای که الکترون دریافت می‌کند کاهش می‌یابد. یک نمونه از این نوع واکنش به صورت زیر است.

$$Zn(s)+Cu^{2+}(aq)\rightarrow Zn^{2+}(aq)+Cu(s)$$

• اکسایش: از دست دادن الکترون
• کاهش: دریافت الکترون

برای به خاطر سپردن این تعریف می‌توان از عبارت انگلیسی OIL RIG استفاده کرد. این قانون به شکل زیر تعریف می‌شود.

• Oxidation Is Loss (اکسایش یعنی از دست دادن الکترون)
• Reduction Is Gain (کاهش یعنی دریافت الکترون)

اکسنده و کاهنده

عوامل اکسنده و کاهنده از اصطلاحات کلیدی هستند که برای توصیف واکنش‌دهنده‌ها در واکنش‌های اکسایش و کاهش به‌کار می‌روند. در این واکنش‌ها، الکترون‌ها بین واکنش‌دهنده‌ها منتقل می‌شوند تا محصولات تشکیل شوند. در ادامه توضیح اکسنده و کاهنده را در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم می‌آموزیم.

عوامل اکسنده و کاهنده

یک عامل اکسنده یا اکسیدکننده، الکترون دریافت می‌کند و در یک واکنش شیمیایی کاهش می‌یابد. عامل اکسنده که با نام پذیرنده الکترون نیز شناخته می‌شود، معمولا در یکی از حالت‌های اکسایش بالاتر ممکن خود قرار دارد، زیرا الکترون دریافت کرده و کاهش می‌یابد. از نمونه‌های عوامل اکسنده می‌توان به هالوژن‌ها، نیترات پتاسیم و اسید نیتریک اشاره کرد.

یک عامل کاهنده یا احیاکننده، الکترون از دست می‌دهد و در یک واکنش شیمیایی اکسید می‌شود. عامل کاهنده معمولا در یکی از حالت‌های اکسایش پایین‌تر ممکن خود قرار دارد و به‌عنوان دهنده الکترون شناخته می‌شود. عامل کاهنده اکسید می‌شود، زیرا در واکنش اکسایش و کاهش الکترون از دست می‌دهد. از نمونه‌های عوامل کاهنده می‌توان به فلزات خاکی، اسید فرمیک و ترکیبات سولفیتی اشاره کرد.

تمرین تعیین گونه اکسنده و کاهنده

برای تعیین گونه اکسنده و کاهنده در واکنش، باید واکنش شیمیایی را از نظر انتقال الکترون یا اکسیژن بررسی کنیم. برای درک بهتر نحوه تشخیص گونه اکسنده و کاهنده در واکنش، به مثال‌های زیر دقت کنید.

مثال ۱

اکسنده و کاهنده را در واکنش زیر مشخص کنید.

$$Zn+CuSO_4\rightarrow ZnSO_4+Cu$$

پاسخ

طی واکنش بالا، روی دو الکترون از دست داده و اکسید می‌شود پس کاهنده است. مس (اا) نیز دو الکترون دریافت کرده و کاهش می‌یابد پس اکسنده است. نیم واکنش‌های اکسایش و کاهش این مواد به شکل زیر است.

$$Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^-$$

$$Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu$$

مثال ۲

اکسنده و کاهنده را در واکنش زیر مشخص کنید.

$$2Na+Cl_2\rightarrow2NaCl$$

پاسخ

سدیم یک الکترون از دست می‌دهد و اکسید می‌شود.

$$‌{Na \rightarrow Na^+ + e^-}$$

کلر الکترون دریافت کرده و کاهش می‌یابد.

$$‌{Cl_2 + 2e^- \rightarrow 2Cl^-}$$

بنابراین، سدیم عامل کاهنده و کلر عامل اکسنده است.

مثال ۳

عامل اکسنده و عامل کاهنده را در واکنش زیر مشخص کنید.

$$‌{2Cu + O_2 \rightarrow 2CuO}$$

پاسخ

مس با گرفتن اکسیژن اکسید می‌شود و اکسیژن کاهش می‌یابد. بنابراین، اکسیژن عامل اکسنده و مس عامل کاهنده است.

فلش کارت اکسایش و کاهش

در ادامه، مفاهیم ارائه شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم در مورد اکسایش و کاهش در قالب فلش کارت آورده شده است. با کلیک بر روی هر تصویر می‌توانید تعاریف مربوطه در پشت آن را مشاهده کنید.

نیم واکنش اکسایش و کاهش

نیم‌واکنش اکسایش و کاهش، بخش اکسایش یا کاهش یک واکنش اکسایش و کاهش است. نیم‌واکنش با بررسی تغییر در حالت‌های اکسایش مواد جداگانه که در واکنش اکسایش و کاهش شرکت دارند، به‌دست می‌آید. اغلب از مفهوم نیم‌واکنش‌ها برای توصیف اتفاقاتی که در یک سلول الکتروشیمیایی مانند باتری سلول گالوانی رخ می‌دهد، استفاده می‌شود. در این سلول‌ها، نیم‌واکنش‌ها را می‌توان برای توصیف هم فلزی که دچار اکسایش می‌شود (که آند نامیده می‌شود) و هم فلزی که دچار کاهش می‌شود (که کاتد نامیده می‌شود) نوشت.

نیم‌واکنش‌ها اغلب به‌عنوان روشی برای موازنه واکنش‌های اکسایش و کاهش استفاده می‌شوند. در واکنش‌های اکسایش و کاهش در شرایط اسیدی، پس از موازنه اتم‌ها و عددهای اکسایش، باید یون‌های $$‌{H^+}$$ را برای موازنه یون‌های هیدروژن در نیم‌واکنش اضافه کرد. در واکنش‌های اکسایش و کاهش در شرایط بازی، پس از موازنه اتم‌ها و عددهای اکسایش، ابتدا واکنش را مانند یک محلول اسیدی در نظر می‌گیرند و سپس یون‌های $$‌{OH^-}$$ را برای موازنه یون‌های $$‌{H^+}$$ در نیم‌واکنش‌ها اضافه می‌کنند که باعث تشکیل $$‌{H_2O}$$ می‌شود.

پیشنهاد می‌کنیم برای آشنایی بیشتر با این روش موازنه، مطلب موازنه با عدد اکسایش مجله فرادرس را مطالعه کنید.

معادلات نیم واکنش الکترونی

در واکنش‌های اکسایش و کاهش، انتقال الکترون بین مواد واکنش‌دهنده رخ می‌دهد. برای نمایش دقیق این انتقال، از معادلات نیم‌واکنش الکترونی استفاده می‌شود. هر واکنش اکسایش و کاهش از دو نیم‌واکنش تشکیل شده است که یکی بیانگر اکسایش و دیگری بیانگر کاهش است.

در واکنش اکسایش، الکترون در سمت فرآورده‌ها و در واکنش کاهش، الکترون در سمت واکنش‌دهنده‌ها قرار می‌گیرد.

نیم واکنش اکسایش

در فرایند اکسایش، یک گونه شیمیایی الکترون از دست می‌دهد و عدد اکسایش آن افزایش می‌یابد. الکترون‌های ازدست‌رفته در سمت راست معادله نوشته می‌شوند. برای مثال، در واکنش منیزیم نیم واکنش اکسایش به شکل زیر است.

$$‌{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^-}$$

در این نیم‌واکنش، اتم منیزیم دو الکترون از دست داده و به یون $$‌{Mg^{2+}}$$ تبدیل می‌شود.

نیم واکنش کاهش

در فرایند کاهش، یک گونه شیمیایی الکترون دریافت می‌کند و عدد اکسایش آن کاهش می‌یابد. الکترون‌های دریافت‌شده در سمت چپ معادله قرار می‌گیرند. برای مثال، کاهش یون مس (II) به شکل زیر نوشته می‌شود.

$$‌{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}$$

در این نیم‌واکنش، یون $$‌{Cu^{2+}}$$ با دریافت دو الکترون به فلز مس تبدیل می‌شود.

تشکیل معادله کلی

با جمع کردن دو نیم‌واکنش و حذف الکترون‌های مشترک، معادله یونی کلی واکنش اکسایش و کاهش به دست می‌آید. به این ترتیب، الکترون‌ها در معادله نهایی دیده نمی‌شوند، زیرا تعداد الکترون‌های ازدست‌رفته و دریافت‌شده برابر است. برای مثال جمع دو معادله واکنش بالا به شکل زیر انجام می‌شود.

$$‌{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^-}$$

$$‌{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}$$

با جمع این دو نیم‌واکنش، معادله کلی زیر حاصل می‌شود.

$$‌{Mg + Cu^{2+} \rightarrow Mg^{2+} + Cu}$$

تمرین نوشتن نیم واکنش

برای نوشتن نیم واکنش اکسایش و کاهش، باید گونه های اکسنده و کاهنده را در واکنش تشخیص داده، تعداد الکترون انتقال داده شده را مشخص کرده و هر نیم واکنش اکسایش و کاهش را به صورت جداگانه بنویسیم. برای درک بهتر نحوه نوشتن این نیم واکنش‌ها به مثال‌های زیر دقت کنید.

مثال ۱

گاز برم $$‌{Br_2}$$ یون‌های آهن(II) $$‌{Fe^{2+}}$$ را به یون‌های آهن(III) $$‌{Fe^{3+}}$$ اکسید می‌کند و خود به یون برمید $$‌{Br^-}$$ کاهش می‌یابد. معادله یونی موازنه‌شده این واکنش را با استفاده از روش نیم‌واکنش‌ها بنویسید.

پاسخ

ابتدا نیم‌واکنش کاهش را نوشته و موازنه می‌گنیم.

$$‌{Br_2 + 2e^- \rightarrow 2Br^-}$$

سپس نیم‌واکنش اکسایش را می‌نویسیم.

$$‌{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}$$

برای برابر شدن تعداد الکترون‌ها، نیم‌واکنش اکسایش را در ۲ ضرب می‌کنیم. سپس دو نیم‌واکنش را با هم جمع کرده و الکترون‌ها را حذف می کنیم.

$$‌{2Fe^{2+} \rightarrow 2Fe^{3+} + 2e^-}$$

$$‌{Br_2 + 2Fe^{2+} \rightarrow 2Br^- + 2Fe^{3+}}$$

در روش نیم‌واکنش‌ها، ابتدا اتم‌ها و سپس بار الکتریکی موازنه می‌شوند. در پایان نیز با حذف الکترون‌های مشترک، معادله کلی واکنش به دست می‌آید.

مثال ۲

یون پرمنگنات $$‌{MnO_4^-}$$ یون آهن(II) $$‌{Fe^{2+}}$$ را در محیط اسیدی به یون آهن(III) $$‌{Fe^{3+}}$$ اکسید می‌کند. معادله یونی موازنه‌شده این واکنش را با استفاده از روش نیم‌واکنش‌ها بنویسید.

پاسخ

ابتدا نیم‌واکنش کاهش را می‌نویسیم.

$$‌{MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$$

سپس نیم‌واکنش اکسایش را می‌نویسیم.

$$‌{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}$$

برای برابرشدن تعداد الکترون‌ها، نیم‌واکنش اکسایش را در ۵ ضرب می‌کنیم.

$$‌{5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-}$$

دو نیم‌واکنش را با هم جمع کرده و الکترون‌ها را حذف می‌کنیم. واکنش نهایی به شکل زیر خواهد بود.

$$‌{MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+}}$$

سلول گالوانی

از دیگر مفاهیم مهم بررسی شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، سلول گالوانی است. سلول ولتایی یا سلول گالوانی یکی از مهم‌ترین انواع سلول‌های الکتروشیمیایی است که انرژی شیمیایی حاصل از یک واکنش اکسایش و کاهش خودبه‌خودی را به انرژی الکتریکی تبدیل می‌کند. این سلول نخستین بار در سال ۱۷۹۳ توسط الساندرو ولتا معرفی شد. او دریافت که قرار دادن دو فلز متفاوت در دو طرف یک پارچه یا کاغذ مرطوب آغشته به محلول نمک یا اسید رقیق می‌تواند جریان الکتریکی تولید کند. به افتخار او، این نوع سلول‌ها سلول ولتایی نام گرفتند.

سلول ولتایی از دو نیم‌سلول تشکیل شده است که هر کدام شامل یک الکترود و محلول حاوی یون‌های همان فلز هستند. در این سلول، واکنش اکسایش در آند و واکنش کاهش در کاتد انجام می‌شود. الکترون‌ها از طریق مدار خارجی از آند به کاتد منتقل می‌شوند و این حرکت الکترون‌ها جریان الکتریکی را ایجاد می‌کند. یکی از رایج‌ترین سلول‌های گالوانی در تصویر زیر معرفی شده است.

آند و کاتد در سلول گالوانی

در سلول ولتایی، آند محل انجام اکسایش و کاتد محل انجام کاهش است. در سلول ولتایی، الکترون‌ها همواره از آند به کاتد و از الکترود منفی به الکترود مثبت حرکت می‌کنند. این انتقال از طریق سیم رسانا انجام می‌شود و انرژی الکتریکی تولید می‌کند. پیشنهاد می‌کنیم برای آشنایی بیشتر با این نوع سلول الکتروشیمیایی، فیلم آموزش سلول‌های گالوانی و ولتایی فرادرس که در ادامه آورده شده است را مشاهده کنید.

در همین زمان، برای جلوگیری از تجمع بار الکتریکی در محلول‌ها، یون‌ها از طریق پل نمکی بین دو نیم‌سلول جابه‌جا می‌شوند. در نتیجه، تعادل بار الکتریکی در هر دو نیم‌سلول حفظ شده و واکنش ادامه پیدا می‌کند. همچنین، پل نمکی یکی از اجزای ضروری سلول ولتایی است که معمولا حاوی محلول نمکی بی‌اثر مانند $$‌{KNO_3}$$ یا $$‌{KCl}$$ است. وظیفه آن حفظ خنثی بودن بار الکتریکی در دو نیم‌سلول است.

در نیم‌سلول آند، با تولید یون‌های مثبت، محلول دارای بار مثبت بیشتری می‌شود. در این حالت، یون‌های منفی مانند $$‌{NO_3^-}$$ از پل نمکی وارد این نیم‌سلول می‌شوند. در نیم‌سلول کاتد، با مصرف یون‌های مثبت، محلول دارای بار منفی بیشتری می‌شود. در نتیجه، یون‌های مثبت مانند $$‌{K^+}$$ از پل نمکی وارد این نیم‌سلول می‌شوند. بدون پل نمکی، تجمع بار الکتریکی مانع ادامه واکنش و تولید جریان خواهد شد.

نمایش سلول ولتایی

سلول‌های الکتروشیمیایی با استفاده از نمادگذاری استاندارد نمایش داده می‌شوند. برای سلول روی-مس، نمایش سلول به صورت زیر است.

$$‌{Zn(s),|,Zn^{2+}(aq),|,Cu^{2+}(aq),|,Cu(s)}$$

در این نمایش، عبارات نوشته شده موارد زیر را نشان می دهند.

•  یک خط عمودی $$|$$ مرز بین دو فاز مختلف مانند فلز و محلول را نشان می‌دهد.
• دو خط عمودی $$|$$ نشان‌دهنده پل نمکی هستند.
•  نیم‌سلول آند همیشه در سمت چپ و نیم‌سلول کاتد در سمت راست نوشته می‌شود.

کاربرد سلول ولتایی

سلول‌های ولتایی اساس عملکرد بسیاری از باتری‌های امروزی هستند. همچنین از آن‌ها در اندازه‌گیری پتانسیل الکترودها، تعیین غلظت یون‌ها با استفاده از معادله نرنست و انجام آزمایش‌های مختلف الکتروشیمی استفاده می‌شود. این سلول‌ها بدون نیاز به منبع خارجی برق، تنها با استفاده از یک واکنش شیمیایی خودبه‌خودی انرژی الکتریکی تولید می‌کنند.

فلش کارت سلول گالوانی

در ادامه مطالب مربوط به سلول گالوانی که در این جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم ارائه شده است در قالب فلش کارت آورده شده است. با کلیک بر روی هر تصویر می‌توانید مفاهیم مربوط به آن را مشاهده کنید.

بیولومینسانس

زیست‌تابی یا بیولومینسانس توانایی برخی جانداران برای تولید نور است که بیشتر در محیط‌های دریایی و به‌ویژه در اعماق اقیانوس‌ها دیده می‌شود. این پدیده با واکنش بین آنزیم و سوبسترا ایجاد می‌شود و رنگ آن معمولا آبی است، زیرا نور آبی بهتر در آب منتقل می‌شود.

زیست‌تابی به جانداران در یافتن غذا، تولیدمثل و دفاع کمک می‌کند، اما عملکرد دقیق آن هنوز به‌طور کامل شناخته نشده است. مطالعه این پدیده دشوار است، زیرا مشاهده و جمع‌آوری نمونه از جانداران زیست‌تاب در محیط‌های طبیعی بسیار چالش‌برانگیز است.

emf یا نیروی الکتروموتوری

از دیگر مفاهیم مهم بررسی شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، نیروی الکتروموتوری است. نیروی محرکه الکتریکی (EMF) یا نیروی الکتروموتوری بیشترین اختلاف پتانسیل بین دو الکترود یک سلول گالوانی یا ولتایی است. این کمیت با تمایل یک عنصر، ترکیب یا یون برای دریافت (به دست آوردن) یا آزادکردن (از دست دادن) الکترون‌ها مرتبط است.

برای مثال، بیشترین پتانسیل بین دو الکترود یک سلول شناخته‌شده برابر با ۱٫۱۰۰ ولت اندازه‌گیری شده است. غلظت ۱ مولار در یک محلول ایده‌آل به‌عنوان شرایط استاندارد تعریف می‌شود و مقدار ۱٫۱۰۰ ولت، نیروی محرکه الکتریکی استاندارد یا پتانسیل استاندارد سلول برای این سلول گالوانی است. روش محاسبه نیروی الکتروموتوری سلول به شکل زیر است.

تمرین محاسبه emf

برای درک بهتر نحوه محاسبه نیروی الکتروموتوری سلول الکتروشیمیایی، به تمرین‌ها و مثال های زیر دقت کنید.

مثال ۱

پتانسیل‌های کاهش استاندارد زیر را در نظر بگیرید.

• $$‌{Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu \qquad E^\circ=+0.34\ V}$$
• $$‌{Zn^{2+}+2e^-\rightarrow Zn \qquad E^\circ=-0.76\ V}$$

پتانسیل استاندارد سلول گالوانی زیر را محاسبه کنید.

$$‌{Zn|Zn^{2+}||Cu^{2+}|Cu}$$

پاسخ

در این سلول، مس کاتد (محل کاهش) و روی آند (محل اکسایش) است. از رابطه زیر استفاده می‌کنیم.

$$‌{E^\circ_{cell}=E^\circ_{cathode}-E^\circ_{anode}}$$

$$‌{E^\circ_{cell}=0.34-(-0.76)=1.10\ V}$$

مثال ۲

پتانسیل‌های کاهش استاندارد زیر را در نظر بگیرید.

$$‌{Fe^{3+}+e^-\rightarrow Fe^{2+}\qquad E^\circ=+0.77\ V}$$

$$‌{Zn^{2+}+2e^-\rightarrow Zn\qquad E^\circ=-0.76\ V}$$

پتانسیل استاندارد این سلول را محاسبه کنید.

پاسخ

یون آهن(III) در کاتد کاهش می‌یابد و روی در آند اکسید می‌شود.

$$‌{E^\circ_{cell}=E^\circ_{cathode}-E^\circ_{anode}}$$

$$‌{E^\circ_{cell}=0.77-(-0.76)=1.53\ V}$$

پتانسیل استاندارد

پتانسیل کاهش استاندارد در دسته‌ای از کمیت‌ها به نام پتانسیل‌های استاندارد سلول یا پتانسیل‌های استاندارد الکترود قرار می‌گیرد. پتانسیل استاندارد سلول، اختلاف پتانسیل بین کاتد و آند است. تمامی پتانسیل‌های استاندارد در شرایط استاندارد (دمای ۲۹۸ کلوین، فشار ۱ اتمسفر و محلول‌های با غلظت ۱ مولار) اندازه‌گیری می‌شوند.

پتانسیل کاهش استاندارد نشان‌دهنده تمایل یک گونه شیمیایی برای کاهش‌یافتن است. این پتانسیل به شکل یک نیم‌واکنش کاهش نوشته می‌شود. در این نیم‌واکنش، A یک عنصر فرضی و C مقدار بار آن است. پتانسیل‌های کاهش یا اکسایش استاندارد را می‌توان با استفاده از الکترود استاندارد هیدروژن (SHE) تعیین کرد.

$$‌{A^{C+}+Ce^- \rightarrow A}$$

هیدروژن به‌طور قراردادی دارای پتانسیل کاهش و اکسایش برابر با صفر در نظر گرفته می‌شود. بنابراین، هنگام اندازه‌گیری پتانسیل کاهش یا اکسایش استاندارد یک گونه شیمیایی، در واقع اختلاف پتانسیل آن گونه نسبت به هیدروژن اندازه‌گیری می‌شود. با استفاده از یک سلول گالوانی که یک طرف آن الکترود استاندارد هیدروژن و طرف دیگر نیم‌سلول گونه شیمیایی ناشناخته باشد، می‌توان اختلاف پتانسیل نسبت به هیدروژن را با استفاده از ولت‌متر تعیین کرد.

جدول پتانسیل استاندارد

برای محاسبه پتانسیل استاندارد سلول، باید گونه اکسیدشونده و گونه کاهش‌یابنده مشخص شوند. این کار با استفاده از سری الکتروشیمیایی انجام می‌شود. سری جدول پتانسیل استاندارد، جدولی از پتانسیل‌های کاهش استاندارد است که به ترتیب کاهشی مرتب شده‌اند. گونه‌های بالای جدول تمایل بیشتری برای کاهش‌یافتن دارند، درحالی‌که گونه‌های پایین جدول تمایل بیشتری برای اکسیدشدن دارند.

بنابراین، هنگامی که یک گونه از بالای جدول با یک گونه از پایین جدول ترکیب شود، گونه بالایی کاهش می‌یابد و گونه پایینی اکسید می‌شود. از پتانسیل‌های کاهش استاندارد برای تعیین پتانسیل استاندارد سلول استفاده می‌شود. پتانسیل کاهش استاندارد و پتانسیل اکسایش استاندارد را می‌توان برای تعیین پتانسیل کلی یک سلول گالوانی با یکدیگر ترکیب کرد.

$$‌{E^\circ_{cell}=E^\circ_{cathode}+E^\circ_{anode}}$$

$$‌{E^\circ_{cell}=E^\circ_{reduction}-E^\circ_{oxidation}}$$

فلش کارت نیروی الکتروموتوری

در ادامه مفاهیم مربوط به نیروی الکتروموتوری و پتانسیل استاندارد که در این مطلب جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم ارائه شده است، در قالب فلش کارت آورده شده است. با کلیک بر روی هر تصویر می‌توانید مفاهیم مربوط به آن را مشاهده کنید.

الکترود چیست؟

الکترود به طور کلی نقطه‌ای است که جریان الکتریکی از الکترولیت وارد آن می‌شود یا از آن خارج می‌شود. الکترودی که جریان از آن خارج می‌شود، کاتد نام دارد و الکترودی که جریان وارد آن می‌شود، آند نامیده می‌شود. الکترودها از اجزای اصلی سلول‌های الکتروشیمیایی هستند و با انتقال الکترون‌های تولیدشده بین دو نیم‌سلول، باعث ایجاد جریان الکتریکی می‌شوند. این بار الکتریکی بر اساس سامانه الکترود استاندارد (SHE) با پتانسیل مرجع صفر ولت اندازه‌گیری می‌شود و برای محاسبه پتانسیل سلول‌ها به‌کار می‌رود.

الکترود معمولا یک فلز است که سطح آن محل برقراری تعادل اکسایش‌کاهش بین فلز و گونه‌های موجود در محلول است. الکترود می‌تواند به‌عنوان آند یا کاتد عمل کند. آند الکترون‌ها را از محیط الکترولیت دریافت می‌کند و در نتیجه دچار اکسایش می‌شود. زمانی که اتم‌ها یا مولکول‌های موجود در محلول به سطح الکترود نزدیک می‌شوند، انتقال الکترون بین آن‌ها و الکترود رخ می‌دهد. این انتقال باعث تبدیل اتم‌ها یا مولکول‌ها به یون‌های مثبت می‌شود.

نیم سلول SHE

الکترود استاندارد هیدروژن (SHE) الکترودی است که دانشمندان از آن به‌عنوان مرجع برای همه واکنش‌های پتانسیل نیم‌سلول استفاده می‌کنند. مقدار پتانسیل استاندارد این الکترود برابر با صفر در نظر گرفته می‌شود و مبنایی برای محاسبه پتانسیل سلول با استفاده از الکترودهای مختلف یا غلظت‌های متفاوت است.

الکترود استاندارد هیدروژن از محلولی با غلظت ۱٫۰ مولار از یون‌های $$‌{H^+(aq)}$$ تشکیل شده است که یک قطعه مربع‌شکل از پلاتین پلاتینه‌شده درون آن قرار دارد. این قطعه به یک سیم پلاتینی متصل است که امکان تبادل الکترون‌ها را فراهم می‌کند. در طول واکنش، گاز هیدروژن از طریق لوله وارد محلول می‌شود و واکنش زیر رخ می‌دهد.

$$‌{2H^+(aq)+2e^- \rightleftharpoons H_2(g)}$$

عنصر لیتیم

لیتیم یکی از عناصر مهم جدول تناوبی و سومین عنصر این جدول است که با نماد شیمیایی $$‌{Li}$$ و عدد اتمی ۳ شناخته می‌شود. این فلز قلیایی در دوره دوم و گروه اول جدول تناوبی قرار دارد و به‌عنوان سبک‌ترین فلز شناخته می‌شود. چگالی پایین، واکنش‌پذیری زیاد و ویژگی‌های ویژه الکتروشیمیایی، لیتیم را به ماده‌ای ارزشمند در صنایع گوناگون تبدیل کرده است. از این عنصر در تولید باتری‌های لیتیومی، صنایع شیشه و سرامیک، داروسازی، فناوری‌های هوافضا و ساخت آلیاژهای سبک استفاده می‌شود.

باتری لیتیومی

باتری‌های لیتیوم یونی رایج‌ترین نوع باتری‌های قابل شارژ هستند و در وسایل الکترونیکی قابل حمل، خودروهای برقی و ماهواره‌ها کاربرد گسترده‌ای دارند. در هنگام تخلیه باتری، اتم‌های لیتیوم موجود در آند الکترون از دست داده و به یون لیتیوم تبدیل می‌شوند. یون‌های لیتیوم از طریق الکترولیت به سمت کاتد حرکت می‌کنند و در آنجا با الکترون‌های رسیده از مدار خارجی دوباره ترکیب می‌شوند. در نهایت جریان الکترون‌ها در مدار خارجی، انرژی الکتریکی مورد نیاز دستگاه را تامین می‌کند.

اجزای اصلی باتری لیتیومی

در باتری لیتیومی، آند معمولا از گرافیت ساخته می‌شود. کاتد معمولا از اکسید کبالت لیتیوم، اکسید منگنز لیتیوم یا فسفات آهن لیتیوم تشکیل می‌شود. الکترولیت معمولا از ترکیبات آلی مانند اترها ساخته می‌شود و جداکننده غشایی متخلخل است که از تماس مستقیم آند و کاتد جلوگیری کرده و تنها امکان عبور یون‌های لیتیوم را فراهم می‌کند.

مزایای باتری‌های لیتیوم - یونی

این باتری‌ها چگالی انرژی بسیار بالایی دارند و می‌توانند مقدار زیادی انرژی را در حجم و جرم کم ذخیره کنند. همچنین این باتری‌ها ولتاژ کاری بالایی دارند و قابلیت شارژ و تخلیه مکرر را بدون کاهش چشمگیر عملکرد فراهم می‌کنند.

سلول سوختی

سلول سوختی از انرژی شیمیایی هیدروژن یا سوخت‌های دیگر برای تولید کارآمد برق استفاده می‌کند. اگر هیدروژن به‌عنوان سوخت استفاده شود، محصولات نهایی فقط برق، آب و گرما هستند. سلول‌های سوختی به دلیل تنوع بالای کاربردهای بالقوه خود منحصربه‌فرد هستند. این سلول‌ها می‌توانند از طیف گسترده‌ای از سوخت‌ها استفاده کنند و توان مورد نیاز سامانه‌های مختلف را از نیروگاه‌های بزرگ تا دستگاه‌های کوچکی مانند رایانه‌های قابل‌حمل تامین کنند.

سلول‌های سوختی مانند باتری‌ها عمل می‌کنند، اما تمام نمی‌شوند و به شارژ مجدد نیاز ندارند. این سلول‌ها تا زمانی که سوخت به آن‌ها داده شود، برق و گرما تولید می‌کنند. یک سلول سوختی از دو الکترود شامل الکترود منفی یا آند و الکترود مثبت یا کاتد تشکیل شده است که در دو طرف یک الکترولیت قرار گرفته‌اند.

در این سلول‌ها، سوختی مانند هیدروژن به آند و هوا به کاتد وارد می‌شود. در سلول سوختی هیدروژنی، یک کاتالیزگر در آند مولکول‌های هیدروژن را به پروتون و الکترون تبدیل می‌کند. الکترون‌ها از مسیر خارجی عبور کرده و جریان الکتریکی ایجاد می‌کنند. پروتون‌ها نیز از طریق الکترولیت به سمت کاتد حرکت کرده و با اکسیژن و الکترون‌ها واکنش می‌دهند و آب و گرما تولید می‌کنند.

عدد اکسایش

از دیگر مفاهیم مهم بررسی شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، عدد اکسایش و تعیین کردن آن است. حالت اکسایش (عدد اکسایش) یک اتم برابر با تعداد کل الکترون‌هایی است که برای رسیدن به حالت فعلی از یک عنصر حذف شده‌اند (ایجاد حالت اکسایش مثبت) یا به یک عنصر اضافه شده‌اند (ایجاد حالت اکسایش منفی). اکسایش شامل افزایش عدد اکسایش است. کاهش شامل کاهش عدد اکسایش است.

برای تشخیص عدد اکسایش ترکیبات مختلف، قوانینی وجود دارد که در ادامه ‌آن‌ها را بررسی می‌کنیم.

تعیین عدد اکسایش

تعیین عدد اکسایش دارای قوانین مشخصی است که با حل تمرین تعیین عدد اکسایش ترکیبات مختلف، می‌توان اعداد اکسایش تمامی اتم‌ها را تعیین کرد. در ادامه، قوانین تعیین عدد اکسایش را توضیح می‌دهیم.

• حالت اکسایش یک عنصر ترکیب‌نشده برابر صفر است. این قانون بدون توجه به ساختار عنصر اعمال می‌شود. عناصری مانند $$‌{Xe}$$، $$‌{Cl_2}$$، $$‌{S_8}$$ و ساختارهای بزرگ کربن یا سیلیسیم همگی دارای حالت اکسایش صفر هستند.
• مجموع حالت‌های اکسایش همه اتم‌ها یا یون‌ها در یک ترکیب خنثی برابر صفر است.
• مجموع حالت‌های اکسایش همه اتم‌ها در یک یون برابر با بار یون است.
• عنصر با الکترونگاتیوی بیشتر در یک ماده، حالت اکسایش منفی می‌گیرد. عنصر با الکترونگاتیوی کمتر، حالت اکسایش مثبت می‌گیرد. توجه داشته باشید که الکترونگاتیوی در قسمت بالای سمت راست جدول تناوبی بیشترین مقدار را دارد و به سمت پایین و چپ کاهش می‌یابد.
• برخی عناصر تقریبا همیشه در ترکیبات خود حالت اکسایش یکسانی دارند:
• فلزات گروه ۱: همیشه $$+1$$
• فلزات گروه ۲: همیشه $$+2$$
• اکسیژن: معمولا $$-2$$ استثناها: پراکسیدها و $$‌{F_2O}$$
• هیدروژن: معمولا $$+1$$ استثناها: هیدریدهای فلزی $$-1$$
• فلوئور: همیشه $$-1$$
• کلر: معمولا $$-1$$ استثناها: ترکیبات دارای اکسیژن یا فلوئور

فلش کارت قوانین تعیین عدد تکسایش

در ادامه قوانین تعیین عدد اکسایش که در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم بررسی می‌شود، در قالب فلش‌کارت آورده شده است. با کلیک بر روی هر تصویر می‌توانید مفاهیم مربوط به آن را مشاهده کنید.

تمرین تعیین عدد اکسایش

برای درک بهتر نحوه تعیین عدد اکسایش، به مثال های زیر دقت کنید.

مثال ۱

عدد اکسایش عناصر را در ترکیب $$‌{H_2SO_4}$$ تعیین کنید.

پاسخ

در ترکیب $$‌{H_2SO_4}$$، عدد اکسایش هیدروژن برابر ۱+ و اکسیژن برابر ۲- است. فرض می‌کنیم عدد اکسایش گوگرد برابر $$x$$ باشد.

$$‌{2(+1)+x+4(-2)=0}$$

$$‌{2+x-8=0}$$

$$‌{x=+6}$$

بنابراین عدد اکسایش گوگرد در $$‌{H_2SO_4}$$ برابر ۶+ است.

مثال ۲

عدد اکسایش منگنز را در یون $$MnO_4^-$$ تعیین کنید.

پاسخ

عدد اکسایش اکسیژن برابر ۲- و بار کل یون برابر ۱- است. فرض می‌کنیم عدد اکسایش منگنز برابر $$x$$ باشد.

$$x+4(-2)=-1$$

$$x-8=-1$$

$$x=+7$$

بنابراین عدد اکسایش منگنز در یون $$MnO_4^-$$ برابر ۷+ است.

مثال ۳

در واکنش زیر مشخص کنید کدام عنصر اکسید و کدام عنصر کاهش یافته است.

$$Zn+Cu^{2+}\rightarrow Zn^{2+}+Cu$$

پاسخ

عدد اکسایش روی در حالت عنصری برابر صفر است. عدد اکسایش روی در فرآورده برابر ۲+ است.

$$Zn^{2+}=+2$$

عدد اکسایش روی از صفر به ۲+ افزایش یافته است، بنابراین روی الکترون از دست داده و اکسید شده است.

$$Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^-$$

عدد اکسایش مس در یون مس برابر ۲+ است. عدد اکسایش مس در فرآورده‌ها برابر صفر است. این عدد اکسایش مس از ۲+ به صفر کاهش یافته است، بنابراین یون مس الکترون دریافت کرده و کاهش یافته است.

$$Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu$$

در نتیجه، روی اکسید شده و عامل کاهنده است. پس یون مس کاهش یافته و عامل اکسنده است.

سلول الکترولیتی

سلول الکترولیتی سلولی الکتروشیمیایی است که با استفاده از انرژی الکتریکی خارجی، یک واکنش اکسایش و کاهش غیرخودبه‌خودی را انجام می‌دهد و انرژی الکتریکی را به انرژی شیمیایی تبدیل می‌کند. در ادامه، ویژگی‌های سلول الکترولیتی آورده شده است.

• واکنش اکسایش‌کاهش در سلول الکترولیتی خودبه‌خودی نیست و برای انجام آن به منبع انرژی الکتریکی نیاز است.
• این سلول از دو الکترود آند و کاتد تشکیل شده است.
• در سلول الکترولیتی، اکسایش در آند و کاهش در کاتد رخ می‌دهد.
• آند دارای بار مثبت و کاتد دارای بار منفی است.
• الکترون‌ها توسط منبع خارجی تامین می‌شوند و از طریق کاتد وارد سلول و از آند خارج می‌شوند.
• معمولا هر دو الکترود در یک ظرف حاوی الکترولیت مذاب یا محلول الکترولیتی قرار دارند.

برقکافت چیست؟

از دیگر مفاهیم مهم بررسی شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم، الکترولیز است. برق‌کافت یا الکترولیز فرایندی است که در آن با استفاده از جریان الکتریکی، یک واکنش شیمیایی غیرخودبه‌خودی انجام می‌شود و یک ترکیب به مواد ساده‌تر تجزیه می‌شود. واکنش‌های شیمیایی در باتری‌ها یا سلول‌های گالوانی، نیروی محرکه لازم را برای حرکت الکترون‌ها از میان بارهای الکتریکی فراهم می‌کنند.

به این ترتیب، انرژی شیمیایی به انرژی الکتریکی تبدیل می‌شود. الکترولیز را می‌توان در محلول‌ها یا نمک‌های مذاب (مایع) انجام داد. از آنجا که اتم‌ها و یون‌ها باید به‌صورت فیزیکی حرکت کنند، محیط باید سیال باشد. محصولات، مانند واکنش‌دهنده‌ها در یک سلول گالوانی، می‌توانند در حالت جامد، مایع یا گاز باشند. در ادامه، دو فرایند مهم برق کافت آب و سدیم کلرید مذار در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم را بررسی می‌کنیم.

برقکافت آب

برق‌کافت آب فرایندی است که در آن با عبور جریان الکتریکی از آب، مولکول‌های آب تجزیه می‌شوند و گاز هیدروژن و اکسیژن تولید می‌شود. برای انجام این فرایند معمولا به یک الکترولیت مانند اسید یا باز نیاز است، زیرا آب خالص رسانایی الکتریکی کمی دارد. واکنش‌های اکسایش و کاهش در این فرآیند به شکل زیر است.

واکنش کاهش در کاتد به شکل زیر است.

$$‌{2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2}$$

واکنش اکسایش در آند به شکل زیر است.

$$‌{2H_2O \rightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^-}$$

واکنش کلی نیز به شکل زیر نوشته می‌شود.

$$‌{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2}$$

برقکافت سدیم کلرید

برق‌کافت نمک مذاب $$‌{NaCl}$$ فرایندی است که در آن با عبور جریان الکتریکی از نمک سدیم کلرید مذاب، یون‌های $$‌{Na^+}$$ و $$‌{Cl^-}$$ به سمت الکترودهای مخالف حرکت می‌کنند و طی واکنش‌های اکسایش و کاهش، فلز سدیم و گاز کلر تولید می‌شوند.

واکنش کاهش در کاتد به شکل زیر است.

$$‌{Na^+ + e^- \rightarrow Na}$$

واکنش اکسایش در آند به شکل زیر است.

$$‌{2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^-}$$

خوردگی آهن

خوردگی آهن یک واکنش شیمیایی است که بین آهن، آب و اکسیژن رخ می‌دهد و باعث ایجاد یک لایه قرمز - قهوه‌ای و شکننده به نام اکسید آهن (ااا) روی سطح آهن می‌شود. برای انجام خوردگی آهن، اکسیژن و آب هر دو باید حضور داشته باشند.

زنگ‌زدگی یکی از رایج‌ترین انواع خوردگی است که در آن آهن در اثر واکنش با اکسیژن و رطوبت به اکسیدهای مختلف آهن تبدیل می‌شود. این فرایند یک واکنش اکسایش و کاهش محسوب می‌شود و به تدریج باعث تخریب فلز می‌شود.

مراحل تشکیل زنگ آهن

در مرحله نخست، آهن توسط اکسیژن اکسید شده و یون آهن (II) تولید می‌کند.

$$‌{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-}$$

سپس یون‌های آهن (II) در حضور آب و اکسیژن بیشتر اکسید شده و اکسید هیدراته آهن (III) یا همان زنگ آهن تشکیل می‌شود.

$$‌{4Fe^{2+} + O_2 + 2H_2O \rightarrow 2Fe_2O_3 \cdot H_2O}$$

خوردگی چیست؟

خوردگی به فرایند تخریب فلزات در اثر واکنش‌های اکسایش و کاهش با محیط اطراف گفته می‌شود. زنگ‌زدگی آهن یکی از شناخته‌شده‌ترین نمونه‌های خوردگی است.

اهمیت خوردگی

خوردگی سالانه خسارت‌های اقتصادی بسیار زیادی به سازه‌ها، پل‌ها، کشتی‌ها، خودروها و تجهیزات صنعتی وارد می‌کند. به همین دلیل، روش‌های مختلفی برای کاهش یا جلوگیری از خوردگی فلزات توسعه یافته است.

فداکاری فلزها

آهن را می‌توان با استفاده از روش‌های مختلف در برابر زنگ‌زدگی محافظت کرد. دو روش متداول، حفاظت فداشونده و گالوانیزه کردن هستند که هر دو بر پایه ویژگی‌های الکتروشیمیایی فلزات عمل می‌کنند. در این روش، یک فلز فعال‌تر مانند روی به آهن یا فولاد متصل می‌شود. از آنجا که روی در سری واکنش‌پذیری بالاتر از آهن قرار دارد، ابتدا اکسید شده و خورده می‌شود و از اکسید شدن آهن جلوگیری می‌کند.

واکنش اکسایش روی در این روش به شکل زیر است.

$$‌{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}$$

در این روش فلز فعال‌تر (روی) به جای آهن دچار خوردگی می‌شود. بلوک‌های روی نیازی به پوشاندن کامل سطح فولاد ندارند و تنها اتصال الکتریکی آن‌ها با فولاد کافی است. این بلوک‌ها معمولا در لبه‌ها و محل اتصالات نصب می‌شوند که احتمال خوردگی بیشتر است. پس از مصرف شدن روی، باید آن را با بلوک جدید جایگزین کرد. فلز فداشونده، فلزی است که به‌عنوان آند فداشونده در حفاظت کاتدی استفاده می‌شود و با خوردگی خود، از خوردگی یا زنگ‌زدگی فلز اصلی جلوگیری می‌کند. از این فلزها همچنین می‌توان در فرایند گالوانیزه‌کردن استفاده کرد.

فلز فداشونده چیست؟

فلزهای فداشونده به‌طور گسترده برای جلوگیری از خوردگی سایر فلزها استفاده می‌شوند. برای مثال، در فولاد گالوانیزه، بسیاری از اجسام فولادی با لایه‌ای از روی پوشانده می‌شوند. روی نسبت به آهن الکترونگاتیوی کمتری دارد و ترجیحا اکسید می‌شود، در نتیجه از زنگ‌زدگی آهن جلوگیری می‌کند.

آهن گالوانیزه چیست؟

آهن گالوانیزه، آهنی است که با لایه‌ای از روی پوشیده شده است تا از سطح آن در برابر خوردگی محافظت شود. گالوانیزه کردن فرایندی است که در آن سطح آهن یا فولاد با لایه‌ای از روی پوشانده می‌شود. این پوشش می‌تواند از طریق آبکاری الکتریکی یا غوطه‌ور کردن قطعه در روی مذاب ایجاد شود.

پس از قرار گرفتن در معرض هوا، لایه‌ای محافظ از کربنات روی روی سطح تشکیل می‌شود که از تماس آهن با محیط جلوگیری می‌کند و مانع زنگ‌زدگی می‌شود.

آبکاری

آبکاری از دیگر مفاهیم مهم بررسی شده در جمع بندی شیمی دوازدهم فصل دوم است. آبکاری الکتریکی فرایندی است که در آن یک لایه از فلز روی سطح فلز دیگر به‌وسیله برق‌کافت قرار می‌گیرد. این روش برای بهبود ظاهر، محافظت در برابر خوردگی و ایجاد خواص سطحی و مکانیکی مطلوب استفاده می‌شود. در این فرایند، قطعه مورد نظر به‌عنوان کاتد در محلولی حاوی یون‌های فلزی قرار می‌گیرد و یون‌های فلزی با دریافت الکترون روی سطح آن رسوب می‌کنند. آبکاری در صنایع مختلفی مانند خودروسازی، هوافضا، الکترونیک و جواهرسازی کاربرد دارد.

در آبکاری الکتریکی، انتخاب الکترولیت و آماده‌سازی مناسب سطح اهمیت زیادی دارد، زیرا وجود آلودگی‌ها باعث کاهش چسبندگی پوشش می‌شود. فلزات مختلفی مانند روی، نیکل، کروم، مس، نقره و طلا برای ایجاد پوشش‌های محافظ، تزئینی یا کاربردی استفاده می‌شوند. همچنین پوشش‌های آلیاژی با رسوب هم‌زمان چند فلز می‌توانند ویژگی‌های مطلوب‌تری برای کاربردهای صنعتی ایجاد کنند.

فرایند هال

فرایند هال روش اصلی صنعتی برای استخراج آلومینیوم از آلومینا $$‌{Al_2O_3}$$ به‌وسیله برق‌کافت است. در این روش، آلومینا در کریولیت مذاب $$‌{Na_3AlF_6}$$ حل می‌شود تا نقطه ذوب کاهش یابد و سپس با عبور جریان الکتریکی، یون‌های آلومینیوم در کاتد کاهش یافته و آلومینیوم مذاب تولید می‌شود. سلول الکترولیتی شامل آندهای کربنی و کاتد کربنی است و دمای بالا باعث حفظ حالت مذاب الکترولیت می‌شود.

واکنش کلی برق‌کافت آلومینا به‌صورت زیر است.

$$‌{2Al_2O_3(l) \rightarrow 4Al(l)+3O_2(g)}$$

در کاتد، یون‌های آلومینیوم کاهش یافته و فلز آلومینیوم تشکیل می‌شود.

$$‌{Al^{3+}+3e^- \rightarrow Al}$$

در آند، اکسیژن تولیدشده با کربن واکنش داده و دی‌اکسید کربن ایجاد می‌کند.

$$‌{C(s)+O_2(g)\rightarrow CO_2(g)}$$

این فرایند امکان تولید آلومینیوم با خلوص بالا را در مقیاس صنعتی فراهم می‌کند.

آزمون سنجش یادگیری

برای درک بهتر آنچه در این مطلب از مجله فرادرس آموختیم، به سوالات زیر پاسخ دهید. در نهایت و پس از پاسخدهی به تمامی سوالات می توانید با کلیک بر روی گزینه «دریافت نتیجه آزمون»، تعداد پاسخ‌های صحیح خود را مشاهده کنید.