كمون قياسي

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
(بالتحويل من جهد قياسي)
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

الكمون القياسي أو كمون القطب القياسي في كيمياء كهربائية (standard electrode potential) هو مقياس كمون قطب منفرد يتم قياسه في ظروف قياسية ، توصف بتعطيس القطب في محلول يبلغ تركيزه "الفعلي " 1 مول/لتر ويمرر فيه غاز عند 1 ضغط جوي . يسمي "كمون اختزال" وهو خاصية من خواص المادة ، ويرمز له بالرمز E° .

توجد جداول للكمون القياسي للعناصر ، وهي قيم معينة عند 25 درجة مئوية . تعتبر تفاعلات أكسدة-اختزال هي أساس بناء خلية كهروكيميائية مثل الخلية الجلفانية . ويمكن تجزئة تفاعل أكسدة-اختزال إلى نصفين يسمى كل منهما نصف تفاعل : أكسدة وتجري عند المصعد (فقد إلكترونات) و تفاعل اختزال ويجري على سطح المهبط (ويتم عنده اكتساب أيون لأحد الإلكترونات أو أكثر ). وتتولد كهرباء بسبب وجود فرق كمون كهربائي بين القطبين ( المصعد و المهبط). وينشأ فرق الكمون هذا من اختلاف كموني القطبين المعدنيين المغمسين في كهرل electrolyte ، حيث يسعي النظام إلى الوصول إلى توازن ترموديناميكي.

وبالرغم أنه يمكننا قياس الكمون الكلي لخلية كهروكيميائية فلا توجد طريقة سهلة لقياس الكمون على السطح بين القطب المعدني والكهرل . ويتغير الكمون الكهربائي لمادة بتغير درجة الحرارة ، وتغير الضغط وكذلك بتغير تركيز الكهرل. ونظرا لكون كمون التأكسد لنصف تفاعل هو الكمون الاختزالي بإشارة سالبة لتفاعل أكسدة- اختزال ، فيكفي حساب واحد من هذين الكمونين . وبناءا على ذلك فنعتبر الكمون القياسي لقطب على أنه "الكمون الاختزالي القياسي" .

حساب الكمون القياسي[عدل]

قد يصعب تعيين كمون قطب عن طريق القياس . وينشأ الكمون في خلية جلفانية من فرق الكمون بين القطبين المختلفين . ولذلك نستخدم قطب قياسي للهيدروجين( standard hydrogen electrode (SHE), حيث جرى العرف بين العلماء على أخذه كمقياس لجميع المواد الأخرى . وقد اختاروا له القيمة 00و0 فولت . وأي قطب آخر يمكن معرفت كمونه عن طريق وضعه مع القطب القياسي للهيدروجين في كهرل لتكوين خلية جلفانية فيمكننا قياس كمون القطب المجهول. وبتلك العملية فأي قطب غير معروف يمكن اقترانه مع القطب القياسي للهيدروجين أو أي قطب آخر عُين بطريقة معايرته بالقطب القياسي للهيدروجين فنحصل على كمون القطب المجهول.

ونظرا للاتفاق على أن كمون قطب بحسب التعريف هو كمون الاختزال ، فيجب عكس الإشارة كمون تأكسد القطب المعدني لحساب الكمون الكلي للخلية . ويجب ملاحظة أن كمون القطب لا تعتمد على عدد الإلكترونات المنتقلة - حيث يكون عددهم ثابتا ومساويا 1 مول من الإلكترونات - وبالتالي فيمكن غمس القطبين في كهرل لتكوين خلية وقياس كمون الخلية .

وعند القيام بإجراء القياسات فيوصل القطب المجهول كمونه إلى الطرف الموجب لجهاز إلكترومتر ، بينما يوصل القطب القياسي للهيدروجين بالطرف السالب للجهاز. [1]

كمون اختزال قياسي[عدل]

نجد كمون الاختزال القياسي للعناصر في قائمة حيث تعطي القيم قابليتها لكي تختزل ، وكلما كبر كمون الاختزال القياسي كلما سهل اختزالهم ، أي يمكن وصفهم بأنهم مواد تؤكسد بقوة . وعلى سبيل المثال ، الفلور F2 يمتلك 2.87 فولت والليثيوم Li+ له −3.05  فولت . فقدرة الفلور على الاختزال أقوى وبالتالي فهو يؤكسد أكثر فاعلية . وبالعكس نجد أن قابلية الليثيوم Li(s) للتأكسد أشد ، وبالتالي فيعتبر مادة نستخدها للاختزال ، فهو "مادة اختزال".

يبلغ الكمون الاختزال القياسي للزنك Zn2+ −0.76 V ويمكن أكسدته بواسطة قطب آخر يكون كمون اختزاله القياسي أكبر من −0.76  فولت ، مثل (( H+(0 V و ( Cu2+(0.16 V و (F2(2.87 V ) ويمكن اختزاله بأي قطب يمتلك كمون اختزال قياسي أقل من −0.76 V (مثل ( H2(−2.23 V ، و ( Na+(−2.71 V , و ( Li+(−3.05 V ).

في الخلية الجلفانية (cell) حيث يجري فيها تفاعل أكسدة-اختزال من ذاته مما ينشأ عنه كمون كهربائي لا بد أن تكون طاقة غيبس الحرة ΔG° سالبة الإشارة ، طبقا للمعادلة :

ΔG°cell = −nFE°cell

حيث:

n عدد مولات الإكترونات لكل مول من نواتج التفاعل ،
و F ثابت فارادايومقداره ~96485 كولوم/مول.

حيث تنطبق القاعدة التالية :

إذا كانت E°cell > 0 يكون التفاعل ذاتيا (خلية جلفانية)
إذا كانت E°cell < 0, لا يجري التفاعل ذاتيا (خلية تحليل كهربائي)

بناءا على ذلك لا بد أن تكون (ΔG° < 0) و E°cell موجبة الإشارة , حيث:

E°cell = E°cathodeE°anode

حيثE°anode كمون المصعد القياسي ،

و E°cathode الكمون القياسي عند المهبط طبقا لجدول القطب القياسي .

قائمة كمون القطب القياسي[عدل]

سنعطي هنا الكمون القياسي لبعض العناصر :

(الكمون القياسي عند 25 درجة مئوية و ضغط; 101,3 كيلوباسكال;و pH=0; فاعلية كيميائية للأيونات= 1)

القطب في زوج تفاعل أكسدة-اختزال
درجة أكسدة العنصر تتغير من / إلى
شكل الأكسيد + z e ⇌ الشكل المختزل الكمون القياسي E °
الفلور (F) F2 + 2 e ⇌ 2 F +2,87 فولت
الأكسجين (O) S2O82− + 2 e ⇌ 2 SO42− +2,00 V
الأكسجين (O) H2O2 + 2 H3O+ + 2 e ⇌ 4 H2O +1,78 V
الذهب (Au) Au+ + e ⇌ Au +1,69 V[2]
الذهب (Au) Au3+ + 3 e ⇌ Au +1,50 V[2]
الذهب (Au) Au2+ + 2 e ⇌ Au +1,40 V
الكلور (Cl) Cl2 + 2 e ⇌ 2 Cl +1,36 V
كروم (Cr) Cr6+ + 3 e- ⇌ Cr3+ +1,33 V
الأكسجين (O) O2 + 4 H3O+ + 4 e ⇌ 6 H2O +1,23 V
البلاتين (Pt) Pt2+ + 2 e ⇌ Pt +1,20 V
بروم (Br) Br2 + 2 e ⇌ 2 Br +1,07 V
الزئبق (Hg) Hg2+ + 2 e ⇌ Hg +0,85 V
الفضة (Ag) Ag+ + e ⇌ Ag +0,80 V
الحديد (Fe) Fe3+ + e ⇌ Fe2+ +0,77 V
اليود (I) I2 + 2 e ⇌ 2 I +0,53 V
النحاس (Cu) Cu+ + e ⇌ Cu +0,52 V
الحديد (Fe) [Fe(CN)6]3− + e ⇌ [Fe(CN)6]4− +0,361 V
Kupfer (Cu) Cu2+ + 2 e ⇌ Cu +0,35 V
النحاس (Cu) Cu2+ + e ⇌ Cu+ +0,16 V
القصدير (Sn) Sn4+ + 2 e ⇌ Sn2+ +0,15 V
الهيدروجين (H2) 2 H+ + 2 e H2 0
الحديد (Fe) Fe3+ + 3 e ⇌ Fe −0,04 V
الرصاص (Pb) Pb2+ + 2 e ⇌ Pb −0,13 V
الزنك (Sn) Sn2+ + 2 e ⇌ Sn −0,14 V
Molybdän (Mo) Mo3+ + 3 e ⇌ Mo −0,20 V
النيكل (Ni) Ni2+ + 2 e ⇌ Ni −0,23 V
الكوبلت (Co) Co2+ + 2 e ⇌ Co −0,28 V
الكدميوم (Cd) Cd2+ + 2 e ⇌ Cd −0,40 V
Eisen (Fe) Fe2+ + 2 e ⇌ Fe −0,44 V
Schwefel (S) S + 2 e ⇌ S2− −0,48 V
Nickel (Ni) NiO2 + 2 H2O + 2 e ⇌ Ni(OH)2 + 2 OH −0,49 V
Chrom (Cr) Cr3+ + 3 e ⇌ Cr −0,76 V[3]
Zink (Zn) Zn2+ + 2 e ⇌ Zn −0,76 V
Wasser 2 H2O + 2 e ⇌ H2 + 2 OH −0,83 V
Chrom (Cr) Cr2+ + 2 e ⇌ Cr −0,91 V
Niob (Nb) Nb3+ + 3 e ⇌ Nb −1,099 V
Vanadium (V) V2+ + 2 e ⇌ V −1,17 V
Mangan (Mn) Mn2+ + 2 e ⇌ Mn −1,18 V
Titan (Ti) Ti3+ + 3 e ⇌ Ti −1,21 V
Aluminium (Al) Al3+ + 3 e ⇌ Al −1,66 V
Titan (Ti) Ti2+ + 2 e ⇌ Ti −1,77 V
Beryllium (Be) Be2+ + 2 e ⇌ Be −1,85 V
Magnesium (Mg) Mg2+ + 2 e ⇌ Mg −2,372 V[2]
Cer (Ce) Ce3+ + 3 e ⇌ Ce −2,483 V
Lanthan (La) La3+ + 3 e ⇌ La −2,522 V
Natrium (Na) Na+ + e ⇌ Na −2,71 V
Calcium (Ca) Ca2+ + 2 e ⇌ Ca −2,76 V
Barium (Ba) Ba2+ + 2 e ⇌ Ba −2,90 V
Kalium (K) K+ + e ⇌ K −2,92 V
Lithium (Li) Li+ + e ⇌ Li −3,05 V

(أنظر أيضا القائمة في ويكيبيديا الإنجليزية)

اقرأ أيضا[عدل]

المراجع[عدل]

  1. ^ IUPAC definition of the electrode potential
  2. ^ أ ب ت CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.
  3. ^ Trevor Pearson, Stacey Handy, Rainer Lakner Forst: Elektrochemische Untersuchungen zum Korrosionsmechanismus dekorativer Chromoberflächen durch Calciumchlorid. In: Galvanotechnik, Ausgabe 08/2009, S. 1736