المحاضره الاولى / اعداد التاكسد

شرح موسّع عن الكيمياء الكهربائية وأعداد التأكسد مع القوانين والمسائل

أولاً: الكيمياء الكهربائية (Electrochemistry)

تعريف الكيمياء الكهربائية:

الكيمياء الكهربائية هي فرع من فروع الكيمياء يدرس العلاقة بين التفاعلات الكيميائية والتيار الكهربائي. وتتناول التحولات الكيميائية التي تحدث نتيجة انتقال الإلكترونات، وتُعرف هذه التفاعلات بتفاعلات الأكسدة والاختزال (Redox Reactions).

أنواع الخلايا الكهربائية:

1. الخلايا الجلفانية (الڤولتية):
   • تحول الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية.
   • تحدث فيها تفاعلات تلقائية.
   • مثال: خلية دانيال (Zn-Cu).
2. الخلايا التحليلية (الإلكتروليتية):
   • تُستخدم فيها طاقة كهربائية لإحداث تفاعل كيميائي غير تلقائي.
   • تستخدم في تحليل المركبات الكهروكيميائي.

ثانياً: الأكسدة والاختزال (Oxidation and Reduction)

الأكسدة:

فقدان العنصر للإلكترونات، ويزداد عدد تأكسده.
مثال:

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

الاختزال:

اكتساب العنصر للإلكترونات، وينخفض عدد تأكسده.
مثال:

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

المادة المؤكسدة:

هي التي تختزل في التفاعل (تكتسب إلكترونات).

المادة المختزِلة:

هي التي تتأكسد في التفاعل (تفقد إلكترونات).

ثالثاً: أعداد التأكسد (Oxidation Numbers)

تعريف عدد التأكسد:

هو الشحنة التي يبدو أن الذرة تمتلكها في المركب أو الأيون، بناءً على افتراض توزيع الإلكترونات.

قواعد تحديد عدد التأكسد:

1. عدد تأكسد العنصر الحر = صفر
   مثل: $\text{O}_2, \text{H}_2, \text{Na}$
2. عدد تأكسد أيون أحادي = شحنته
   مثل: $\text{Na}^+ = +1$, $\text{Cl}^- = -1$
3. عدد تأكسد الهيدروجين = +1 (إلا مع الفلزات = -1)
4. عدد تأكسد الأكسجين = -2 (إلا في فوق الأكاسيد = -1، ومع الفلور = +2)
5. مجموع أعداد التأكسد في المركب = صفر
6. مجموع أعداد التأكسد في الأيون متعدد الذرات = شحنة الأيون

أمثلة:

1. في الماء $\text{H}_2\text{O}$:
   • H = +1، O = -2
   • $2(+1) + (-2) = 0$
2. في أيون الكبريتات $\text{SO}_4^{2-}$:
   • O = -2 × 4 = -8
   • لتصبح الشحنة الكلية = -2، إذن S = +6

رابعاً: قوانين الكيمياء الكهربائية

1. قانون فاراداي الأول:

كمية المادة الناتجة أو المستهلكة في التفاعل الكهروكيميائي تتناسب طرديًا مع كمية الكهرباء المارة.

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

حيث:

• $m$: الكتلة بالجرام
• $Q$: الشحنة بالكولوم = $I \times t$
• $M$: الكتلة المولية للمادة
• $n$: عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة
• $F$: ثابت فاراداي = 96500 كولوم/مول

2. قانون فاراداي الثاني:

إذا مرت كمية معينة من الكهرباء في عدة خلايا، فإن كتل المواد المتحررة تتناسب مع كتلها المكافئة الكيميائية.

خامساً: مسائل محلولة

مثال 1:

احسب كمية الكهرباء اللازمة لترسيب 6.35 جم من النحاس من محلول $\text{CuSO}_4$.
المعطى: الكتلة المولية للنحاس = 63.5 جم/مول، وعدد الإلكترونات = 2.

الحل:

$$n = \frac{m}{M} = \frac{6.35}{63.5} = 0.1 \text{ mol}$$

الشحنة المطلوبة:

$$Q = n \times n_e \times F = 0.1 \times 2 \times 96500 = 19300 \text{ كولوم}$$

مثال 2:

مر تيار شدته 2 أمبير لمدة ساعة واحدة في محلول نترات الفضة. ما كمية الفضة المترسبة؟

الحل:

$$Q = I \times t = 2 \times (60 \times 60) = 7200 \text{ كولوم}$$

الفضة (Ag) تكتسب إلكترونًا واحدًا عند الاختزال $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$
الكتلة المولية للفضة = 108 جم/مول

$$m = \frac{Q \times M}{n \times F} = \frac{7200 \times 108}{1 \times 96500} \approx 8.06 \text{ جم}$$

مثال 3:

في خلية جلفانية بين الزنك والنحاس، ما نصفا التفاعل؟

الإجابة:

• أنود (Zn):
  $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$ (أكسدة)
• كاثود (Cu):
  $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$ (اختزال)

سادساً: أهمية الكيمياء الكهربائية:

• تستخدم في إنتاج المعادن مثل الألمنيوم والنحاس.
• تُستعمل في البطاريات (مثل بطارية الرصاص والسيارات).
• تُستخدم في الطلاء الكهربائي وتنقية المعادن.
• تحليل المركبات كهربائيًا (الإلكتروليتية).

خلاصة:

الكيمياء الكهربائية تدمج بين مفهومي الأكسدة والاختزال وإنتاج أو استهلاك الكهرباء. تعتمد على مبادئ واضحة مثل قانون فاراداي وأعداد التأكسد، وتساعد في فهم التفاعلات الكهروكيميائية في حياتنا اليومية كالبطاريات والطلاء والتحليل الكهربائي. الفهم الجيد للمبادئ والتدريب على المسائل ضروري للتمكن من هذا المجال.