جهد قياسي

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

جهد قياسي أو جهد القطب القياسي في كيمياء كهربية (بالإنجليزية: standard electrode potential) هو مقياس جهد 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 "جهد اختزال" وهو خاصية من خواص المادة ، ويرمز له بالرمز E° .

توجد جداول للجهد 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 جهد كهربائي بين القطبين ( المصعد و المهبط). وينشأ فرق الجهد هذا من اختلاف جهدي القطبين المعدنيين المغمسين في كهرل electrolyte ، حيث يسعي النظام إلى الوصول إلى توازن ترموديناميكي.


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


حساب الجهد القياسي[عدل]

قد يصعب تعيين جهد قطب عن طريق القياس . وينشأ الجهد في خلية جلفانية من فرق الجهد 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 جهده عن طريق وضعه مع القطب القياسي للهيدروجين في كهرل لتكوين خلية جلفانية فيمكننا قياس جهد 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 جهد القطب المجهول.

ونظرا للاتفاق على أن جهد قطب بحسب التعريف هو جهد الاختزال ، فيجب عكس الإشارة جهد تأكسد القطب المعدني لحساب الجهد الكلي للخلية . ويجب ملاحظة أن جهد 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 جهد الخلية .

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

جهد اختزال قياسي[عدل]

نجد جهد الاختزال القياسي للعناصر في قائمة حيث تعطي القيم قابليتها لكي تختزل ، وكلما كبر جهد 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 الجهد الاختزال القياسي للزنك Zn2+ −0.76 V ويمكن أكسدته بواسطة قطب آخر يكون جهد 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 جهد 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 جهد 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 جهد المصعد القياسي ،

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

قائمة جهد القطب القياسي[عدل]

سنعطي هنا الجهد القياسي لبعض العناصر :

(الجهد 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 الجهد 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[3]
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[4]
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[5]
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. ^ 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. ^ 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.
  4. ^ Trevor Pearson, Stacey Handy, Rainer Lakner Forst: Elektrochemische Untersuchungen zum Korrosionsmechanismus dekorativer Chromoberflächen durch Calciumchlorid. In: Galvanotechnik, Ausgabe 08/2009, S. 1736
  5. ^ 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.