المحاضرة 12 / الخلايا الالكتروليتية

🔋 الخلايا الإلكتروليتية (Electrolytic Cells)

مقدمة:

الخلايا الإلكتروليتية هي أحد أنواع الخلايا الكهروكيميائية، وتُستخدم لتحفيز تفاعل كيميائي غير تلقائي باستخدام التيار الكهربائي.
بمعنى آخر، يتم استخدام الكهرباء لإحداث تفاعل لا يحدث من تلقاء نفسه.

⚡ أولًا: تعريف الخلية الإلكتروليتية

الخلية الإلكتروليتية هي نظام يُستخدم لتحليل المواد كيميائيًا عبر تمرير تيار كهربائي خلال محلول إلكتروليتي أو مادة منصهرة.

• التفاعل فيها غير تلقائي.
• نحتاج إلى مصدر طاقة خارجي (مثل بطارية أو تيار كهربائي مباشر DC).
• تستخدم لتحليل المركبات أو ترسيب العناصر أو الطلاء بالكهرباء.

⚙️ ثانيًا: مكونات الخلية الإلكتروليتية

1. الأنود (Anode):
   • القطب الموجب في الخلية الإلكتروليتية.
   • يحدث عنده الأكسدة (تفقد الإلكترونات).
2. الكاثود (Cathode):
   • القطب السالب في الخلية الإلكتروليتية.
   • يحدث عنده الاختزال (تكتسب الإلكترونات).
3. الإلكتروليت (المحلول أو المصهور):
   • يحتوي على الأيونات الموجبة والسالبة التي تتحرك لتُكمل الدائرة الكهربائية.
4. مصدر كهربائي خارجي (DC):
   • يدفع الإلكترونات لإجبار التفاعل على الحدوث.

🔄 ثالثًا: الفرق بين الخلية الجلفانية والإلكتروليتية

🔬 رابعًا: أمثلة على تفاعلات الإلكتروليتية

✅ 1. تحليل الماء كهربائيًا:

$$2H_2O(l) \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g)$$

• عند الكاثود:

  $$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2(g)$$

• عند الأنود:

  $$2H_2O \rightarrow O_2(g) + 4H^+ + 4e^-$$

✅ 2. تحليل مصهور كلوريد الصوديوم NaCl:

$$\text{NaCl (l)} \rightarrow \text{Na} + \text{Cl}_2$$

• الكاثود:

  $$Na^+ + e^- \rightarrow Na(s)$$

• الأنود:

  $$2Cl^- \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$$

✅ 3. تنقية النحاس (Cu):

في خلية إلكتروليتية:

• الأنود: نحاس غير نقي يتأكسد:

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

• الكاثود: نحاس نقي يُختزل:

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

📐 خامسًا: قوانين فاراداي للتحليل الكهربائي

قانون فاراداي الأول:

كتلة المادة الناتجة عند القطب تتناسب طرديًا مع كمية الكهرباء المارة.

$$m = \frac{Q \times M}{n \times F}$$

حيث:

• $m$: الكتلة الناتجة (جم)
• $Q$: الشحنة الكهربائية (كولوم) = $I \times t$
• $M$: الكتلة المولية للمادة
• $n$: عدد الإلكترونات المتبادلة
• $F$: ثابت فاراداي = 96500 كولوم/مول

قانون فاراداي الثاني:

إذا مرت نفس كمية التيار في خلايا مختلفة، فإن كتل المواد الناتجة تتناسب مع مكافآتها الكيميائية.

🧪 سادسًا: مسائل محلولة

مثال 1:

مر تيار شدته 2 أمبير لمدة ساعة في محلول CuSO₄. احسب كتلة النحاس المترسبة.
$M_{Cu} = 63.5 \, \text{جم/مول}$, $n = 2$

$$Q = I \times t = 2 \times 3600 = 7200 \, \text{كولوم}$$ $$m = \frac{Q \times M}{n \times F} = \frac{7200 \times 63.5}{2 \times 96500} \approx 2.37 \, \text{جم}$$

مثال 2:

ما كمية الكهرباء اللازمة لترسيب 5.4 جم من الألمنيوم؟
$M_{Al} = 27$, $n = 3$

$$n = \frac{5.4}{27} = 0.2 \, \text{مول}$$ $$Q = n \times n_e \times F = 0.2 \times 3 \times 96500 = 57,900 \, \text{كولوم}$$

🧠 سابعًا: استخدامات الخلايا الإلكتروليتية

1. التحليل الكهربائي للمركبات: مثل تحليل NaCl لإنتاج الكلور والصوديوم.
2. تنقية المعادن: مثل تنقية النحاس والفضة باستخدام خلايا إلكتروليتية.
3. الطلاء الكهربائي (Electroplating): ترسيب طبقة من معدن (مثل الذهب أو الفضة) على سطح معدن آخر.
4. صناعة المركبات: مثل إنتاج الألمنيوم من البوكسيت.
5. قياس التركيز الكهربائي للأيونات (التحليل الكهروكيميائي).

📊 ثامنًا: مقارنة مختصرة بين أنود وكاثود الخلية الإلكتروليتية

✅ خاتمة:

الخلايا الإلكتروليتية تمثل جانبًا مهمًا من الكيمياء الصناعية والعملية. فهي تستخدم لتحليل المركبات، وتنقية المعادن، والطلاء الكهربائي، وتعمل عكس الخلايا الجلفانية، إذ تحتاج إلى مصدر كهربائي خارجي لدفع الإلكترونات.
فهم هذه الخلايا يتطلب الإلمام بمكونات الخلية، ونوع التفاعل، وقوانين فاراداي التي تتيح لنا حساب كمية المادة المتحللة بدقة.