خلية غلفانية

+0.34 + V 1.100 = 0.76

وفي السياق ذاته، أي أن فرق جهد الخلية في حالة عدم مرور تيار خارجي تساوي 1.100 فولت. ويسمى هذا الجهد القوة الدافعة الكهربائية.

حساب القوة الدافعة الكهربية

من جانب آخر، ومثلًا ففي الشكل أعلاه لدينا محلولين كبريتات النحاس وكبريتات الخارصين، وينغمس لوح نحاس في كبريتات النحاس كما ينغمس لوح خارصين في محلول كبريتات الخارصين. كما توجد قنطرة بين المحلولين (وهذه يمكن الاستعاضة عنها بغشاء فاصل بين المحلولين) تسمح بمرور أيونات SO42− من محلول النحاس إلى محلول الخارصين (وبذلك تتم الدائرة الكهربية عند توصيل اللوحين من الخارج بموصل.)

• لدينا نصفي خلية، واحدة للنحاس Cu والأخرى للخارصين Zn، والتفاعلان الجاريان هما:
• التفاعل عند المصعد (الانود):
• Zn → Zn2++ 2e- (E = +0.76 V)
• التفاعل عند المهبط (الكاثود):
• Cu2+ + 2e- → Cu (E = +0.34 V)

من جانب آخر، وحصلنا لنصف خلية النحاس على جهد الاختزال E == +0.34 V أو جهد التأكسد E == -0.34 V للكاثود

من جهة ثانية، يمكن تعيين فرق الجهد للخلية الكهربائية (القوة الدافعة الكهربية) بواسطة جدول جهد القطب القياسي للعناصر وذلك لكلا من نصفي الخلية.

ومن جهة أخرى، من جدول السلسلة الكهروكيميائية. أي أن التفاعل الكلي الجاري في الخلية:

علاوةً على ذلك، ولنصف خلية الخارصين على جهد التأكسد E == +0.76 V أو جهد الاختزال E == -0.76 V للانود

من جهة ثانية، ونفترض عند إجراء هذا التعيين أن التيار المار بين قطبي الخلية يساوي صفرا.

ومن جهة أخرى، نبدا أولا باختيار المعدنين. ونبحث في الجدول القياسي standard electrode potential عن الجهد القياسي لكل من المعدنين Eo ويُعطى في الجدول بوحدة الفولت. فيكون فرق جهد الخلية مساويا لحاصل طرح الجهدين القياسين للمعدين.

فولت 12 = V = E

فرق الجهد والمفتاح مغلق:

نعين أولا شدة التيار من العلاقة:

+0.76 - (- V 1.100 = (0.34

جهد اختزال الكاثود (المهبط) - جهد اختزال الانود (المصعد)

أو من حاصل طرح:

الشغل المبذول في الكهرباء

ومن جهة أخرى، الشغل المبذول هو الشغل اللازم بذله لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم بين نقطتين بينهما فرق جهد.

ويقاس الشغل بوحدة جول، حسب العلاقة:

r المقاومة الداخلية للبطارية

فنحصل على التيار:

فرق الجهد عند تشغيل البطارية

وفي هذا الصدد، العلاقة بين فرق الجهد والقوة الدافعة الكهربية (electromotive force (e.m.f

فرق الجهد بين طرفي البطارية والمفتاح مفتوح (لا يمر تيار):

وعلى صعيد آخر، نفترض بطارية E قوتها الدافعة الكهربية 12= E فولت ومقاومتها الداخلية 2 أوم، وُصلت بمقاومة خارجية 6 أوم ومفتاح.

أمبير (I= E ÷(R+r

• حيث:
• E القوة الدافعة الكهربية للبطارية
• R المقاومة الخارجية

أمبير 1.5 =(I= 12 ÷(6+2

ثم نحصل على فرق الجهد V :

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+

ونحصل على فرق جهد الخلية بحاصل طرح:

جهد تأكسد الانود (المصعد) - جهد تأكسد الكاثود (المهبط)

وصف الخلية الجلفانية

ومن جهة أخرى، تتكون الخلية الجلفانية من نصفي خليتين. في كل واحدة منها يغطس قطب معدني مختلف عن الآخر، وكما في الشكل أحد القطبان من معدن الزنك Zn والآخر من النحاس Cu. ويغطس كل منهما في محلول لأحد أملاحه: الزنك في محلول كبريتات الزنك ZnSO4 ولوح النحاس في محلول كبريتات النحاس CuSO4. والخاصية الكيميائية هنا أن ذرات المعدن لها ميل لترك المعدن والدخول في المحلول، وهي عندما تفعل ذلك فإنها تترك إلكترونات على اللوح وتدخل المحلول على هيئة أيونات موجبة الشحنة. وكل من أنصاف الخليتين له تفاعله مع محلوله. وهذا النظام يسمى باسم أول من اخترعه دانيل وتسمى تلك الخلية خلية دانيال.

كذلك، وكما في الشكل نجد أن ذرات الزنك Zn لها ميل أكبر لدخول محلولها عن ذرات النحاس Cu. أي أن تراكم الإلكترونات على لوح الزنك يكون أكبر من تراكمها على لوح النحاس. وبما أن الإلكترونات ذات شحنة سالبة يتكون على لوح الزنك جهدا كهربي سالب الشحنة أكبر من الجهد الكهربي على لوح النحاس. ونظرا لعدم وجود توصيلة خارجية بين القطبين فلا يسير تيار ولا تنتقل الإلكترونات.

في هذا الإطار، وعندما نوصل القطبين من الخارج (بفولتمتر كما في الشكل) تبدأ الإلكترونات الانتقال من القطب Zn الأكثر سالبية إلى قطب النحاس Cu الأكثر إيجابيا (الموجب). ونظرا لأن الإلكترونات ذات شحنة سالبة ينتج تيار كهربائي يسير في عكس اتجاه الإلكترونات. كما يسير في نفس الوقت في المحلول تيار من الأيونات بنفس شدة التيار الخارجي. وتدخل لكل إلكترونين يغادران قطب الخارصين في الدائرة الخارجية إلى قطب النحاس، تدخل ذرة زنك Zn في المحلول على هيئة أيون موجب Zn2+ وذلك لتعويض الإلكترونين اللذان تركا لوح الخارصين من الخارج.

في هذا الإطار، وطبقا للتعريف فالمصعد anode هو القطب الذي تحدث عليه الأكسدة (افتقاد إلكترونات)، وعليه ففي الخلية الجلفانية يمثل قطب الزنك المصعد. ونظرا لأن النحاس قد اكتسب إلكترونين عن طريق التوصيلة الخارجية، يقوم هوالآخر بإعطاء إلكترونين إلى أيون نحاس Cu2+ من محلول كبريتات النحاس فيتعادل ايون النحاس ويترسب على لوح النحاس. وبحسب التعريف فالمهبط cathode هو القطب الذي يحدث عليه الاختزال (أي اكتساب إلكترونات)، فقطب النحاس هو المهبط cathode. وتسير الإلكترونات من المصعد إلى المهبط في الدائرة الكهربائية الخارجية.

الاتجاه الاصطلاحي للتيار الكهربي

ومن جهة أخرى، يُعبّر التيار الكهربي عن مرور فيض من الشحنات في موصل من القطب الموجب (المهبط)إلى القطب السالب (المصعد). وهذا ماصطلح عليه العلماء منذ زمن بعيد، وذلك لأن اكتشاف الكهربية التيارية حدث قبل اكتشاف الإلكترونات، فقد اصطلح على ذلك.

من جانب آخر، الاتجاه الإلكتروني: من القطب السالب (الغني بالإلكترونات) إلى الموجب (الفقير بالإلكترونات) خارج البطارية.

وفي هذا الصدد، الاتجاه التقليدي الاصطلاحي: اتجاه التيار في الدائرة الخارجية من القطب الموجب إلى القطب السالب للبطارية.

W = Q x V

• حيث:
• W الشغل جول
• Q كمية الكهرباء كولوم

1 جول = 1 كولوم x فولت

• أنظر كذلك ً
• تآكل جلفاني
• جلفنة
• بطارية
• مركم
• بطارية الزنك والكربون
• بطارية ليثيوم أيون
• بطارية الرصاص
• بطارية السيارة
• كيمياء كهربية
• نصف تفاعل
• مؤكسد
• قائمة الجهود القياسية
• الهندسة الكهروكيميائية

وعلى صعيد آخر، يلاحظ أن وحدة الطاقة الكهربائية هي الجول وهي نفس وحدة الطاقة الحرارية. فطبقا للديناميكا الحرارية يمكن تحويل الطاقة بجميع أنواعها إلى بعضها البعض.

V فرق الجهد فولت

وعلى صعيد آخر، "الفولت هو فرق الجهد بين نقطتين عندما يلزم بذل شغل مقداره 1 جول لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم من إحدى النقطتين إلى الأخرى."

ومن تلك العلاقة يمكن تعريف الفولت:

+0.34 - (- V 1.100 = (0.76

أو من حاصل جمع جهدي التأكسد للانود والاختزال للكاثود:

جهد تأكسد الانود (المصعد) + جهد اختزال الكاثود (المهبط)

V=E-I.r

فولت 9 = (2*1.5) - 12 = V