ملحق:قائمة الجهود القياسية

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

قائمة الجهود القياسية أو قائمة الجهود الكهروكيميائية القياسية في كيمياء كهربية (بالإنجليزية:standard electrode potentials table) تعطي الجهود القياسية الكهروكيميائية للمواد المختلفة بوحدة فولت بالمقارنة ب قطب قياسي للهيدروجين ، ويعتمد عليها الكيميائيون في عملهم. [1] [2] [3] [4] [5] [6] [7] [8]

ترجع القيم المذكورة في القائمة إلى ظروف قياسية موحدة ، كالأتي :

القــــــائمة

(الجهد القياسي عند  25  درجة مئوية وضغط; 101,3  كيلوباسكال;و pH=0; فاعلية كيميائية للأيونات= 1)
القطب في زوج تفاعل أكسدة-اختزال
حالة 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[9]
الذهب (Au) Au3+ + 3 e ⇌ Au +1,50 V[9]
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[10]
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
نيوبيوم (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[9]
Cer (Ce) Ce3+ + 3 e ⇌ Ce −2,483 V
Lanthan (La) La3+ + 3 e ⇌ La −2,522 V
صوديوم (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
بوتاسيوم (K) K+ + e ⇌ K −2,92 V
Lithium (Li) Li+ + e ⇌ Li −3,05 V

نلاحظ أن الجهد القياسي للهيدروجين مساويا للصفر ، ذلك طبقا لتعريف العلماء له عند اختيارهم له كمرجع لمعايرة باقي المواد. وكما نرى  : كل المواد التي تسبق الهيدروجين لها جهد قياسي موجب ، بينما جميع المواد في القائمة التي تأتي بعد الهيدروجين فهي ذات جهد قياسي سالب.

(أنظر أيضا القائمة في ويكيبيديا الإنجليزية)

تطبيقاتها[عدل]

تسمح قائمة الجهود الكهروكيميائية القياسية بحساب الجهد الأقصى لبطارية أو مركم. في نفس الوقت تعطي الجهود اللازمة في عمليات التحليل الكهربائي وكذلك الجهود اللازمة لشحن المركمات.

بالإضافة إلى ذلك فهي تحدد اتجاه تفاعل كيميائي وشدته. فإذا خلطنا مادتين في تفاعل أكسدة-اختزال في محلول فإن المادة ذات جهد كهروكيميائي عالي سوف تُختزل بينما تتأكسد المادة ذات جهد كيميائي منخفض.

فعلى سبيل المثال ، عندما نغمس لوحا من الزنك في محلول كبريتات النحاس CuSO4 نجد ان الزنك يتأكسد بسبب جهده الاختزالي (−0,76 V) ويذهب إلى المحلول في هيئة أيونات الزنك. وعلى العكس ما يحدث للنحاس : تـُختزل أيونات النحاس الموجودة في المحلول التي يبلغ جهدها القياسي (+0,35 V) وتترسب على لوح الزنك على هيئة طبقة نحاس.

تعطي طاقة غيبس الحرة (الإنثالبي الحر) شدة التفاعل وتحسب من العلاقة  :

\Delta G^\circ = -z\, F\, \Delta E^\circ

وفيها تعني z عدد الإلكترونات المتبادلة ،

و F = 96.485 كولوم مول−1 = ثابت فاراداي ،
و ΔE° الفرق في الجهدين القياسيين (\Delta E^\circ = E^\circ _{red} - E^\circ _{ox}).

ويمثل الشكل المختزل لقطب ذو جهد قياسي سالب مادة مختزلة شديدة ، حيث أنه يميل إلى إعطاء إلكترونات ، (مثل الصوديوم). في حين أن الشكل المتأكسد لقطب ذو جهد قياسي موجب فيمثل مادة مؤكسدة شديدة (مثل الفلور وهو أشد المواد المؤكسدة المعروفة حيث أنه يمتلك أعلى جهد قياسي (انظر القائمة)) ، ذلك لأنه يميل لاكتساب إلكترونات.

وعلى ذلك تجدول قائمة الجهود القياسية المواد المؤكسدة بحسب قدرتها على أكسدة المواد وبالتالي تشكل جدولة عكسية لمواد الاختزال بحسب قدرتها على اختزال مواد أخرى.


في نفس الوقت تشكل قائمة الجهود القياسية تدريجا لنبالة للمعادن : "معدن نبيل جدا" ، "معدن نبيل " ، "معدن أقل نبالة" ، " معدن غير نبيل " وذلك بالنسبة إلى ميل المعدن للتأكسد في حمض ، فالمعدن النبيل يقاوم الحمض. ونجد أن الجهد القياسي لمعدن نبيل تكون إشارته موجبة ، بينما تتميز المعادن غير النبيلة بإشارة سالبة للجهد. لذلك تذوب المعادن غير النبيلة في الأحماض بسبب وجود أيونات الهيدروجين H+. بينما تذوب المعادن النبيلة في الأحماض المؤكسة فقط.

اقرأ أيضا[عدل]

المراجع[عدل]

  1. ^ Bard, A. J., Parsons, R., and Jordan, J. (1985). Standard Potentials in Aqueous Solutions (Marcel Dekker, New York).
  2. ^ Vanýsek, Petr (2007). “Electrochemical Series”, in Handbook of Chemistry and Physics: 88th Edition (Chemical Rubber Company).
  3. ^ Vanýsek, Petr (2009). “Electrochemical Series”, in Handbook of Chemistry and Physics: 90th Edition (Chemical Rubber Company).
  4. ^ قالب:Greenwood&Earnshaw
  5. ^ Bard, A.J., Faulkner, L.R.(2001). Electrochemical Methods. Fundamentals and Applications, 2nd edition (John Wiley and Sons Inc).
  6. ^ Marcel Pourbaix (1966). Atlas of Electrochemical Equilibria in Aqueous Solutions (NACE International, Houston, Texas; Cebelcor, Brussels).
  7. ^ Peter Atkins (1997). Physical Chemistry, 6th edition (W.H. Freeman and Company, New York).
  8. ^ Gordon Aylward & Tristan Findlay (2008). "SI Chemical Data", 6th edition (John Wiley & Sons, Australia), ISBN 978-0-470-81638-7.
  9. ^ 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.
  10. ^ Trevor Pearson, Stacey Handy, Rainer Lakner Forst: Elektrochemische Untersuchungen zum Korrosionsmechanismus dekorativer Chromoberflächen durch Calciumchlorid. In: Galvanotechnik, Ausgabe 08/2009, S. 1736