التحليل الكهربائي

4-3 التحليل الكهربائي

Electrolysis

الفكرة الرئيسة

يؤدي وجود مصدر تيار كهربائي في التحليل الكهربائي إلى حدوث تفاعل غير تلقائي في الخلايا الكهروكيميائية.

الأهداف

• تصف كيف يمكن عكس تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي في الخلية الكهروكيميائية.
• تقارن التفاعلات المرتبطة مع التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد الصوديوم بالتفاعلات المرتبطة مع التحليل الكهربائي لماء البحر.
• تناقش أهمية التحليل الكهربائي في عملية صهر الفلزات وتنقيتها.

مراجعة المفردات

تفاعلات الأكسدة والاختزال: التفاعل الذي يتضمن فقد واكتساب الإلكترونات.

المفردات الجديدة

• التحليل الكهربائي
• خلية التحليل الكهربائي

الربط مع الحياة

لا يتطلب الهبوط بالدراجة الهوائية إلى أسفل التل بذل أي جهد؛ لأنها تهبط بفعل الجاذبية، ولكن الأمر يختلف عند الصعود إلى أعلى التل؛ إذ عليك بذل طاقة كبيرة لمقاومة الجاذبية.

عكس تفاعلات الأكسدة والاختزال

Reversing Redox Reactions

عندما تولد بطارية تيارًا كهربائيًا تتدفق الإلكترونات الناتجة عند الأنود من خلال الدائرة الخارجية إلى الكاثود؛ حيث تستعمل في تفاعل الاختزال. والبطاريات الثانوية نوع من البطاريات يمكن إعادة شحنها عن طريق تمرير تيار كهربائي من خلالها في الاتجاه المعاكس.

ولمساعدتك على فهم العملية ادرس الخلايا الكهروكيميائية في الشكل 4-19، حيث تحتوي الكؤوس التي في الجهة اليسرى على قطعة خارصين في محلول أيونات الخارصين، في حين تحتوي الكؤوس التي في الجهة اليمنى على قطعة نحاس في محلول أيونات النحاس. وتزود إحدى الخلايا الكهروكيميائية المصباح بالكهرباء لإضاءته عن طريق تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي. وتتدفق الإلكترونات تلقائيًا من جهة الخارصين إلى جهة النحاس مولدة تيارًا كهربائيًا. ويستمر التفاعل حتى تستهلك قطعة الخارصين أو تنفد أيونات النحاس، وعندئذ يتوقف التفاعل. إلا أنه يمكن تجديد الخلية إذا تم تزويدها بتيار في الاتجاه المعاكس باستعمال مصدر طاقة خارجي، وهو مطلوب؛ لأن التفاعل في الاتجاه العكسي غير تلقائي. وإذا تم تزويد الخلية بطاقة خارجية لفترة زمنية كافية فسوف تعود البطارية إلى قوتها الأصلية تقريبًا.

ويسمى استعمال الطاقة الكهربائية لإحداث تفاعل كيميائي التحليل الكهربائي. وتسمى الخلية الكهروكيميائية التي يحدث فيها تحليل كهربائي خلية التحليل الكهربائي. فعند إعادة شحن بطارية ثانوية مثلًا فإنها تعمل عمل خلية تحليل كهربائي.

الشكل 4-19

يمكن أن تكون خلية الخارصين والنحاس الكهروكيميائية خلية جلفانية أو خلية تحليل كهربائي.

استنتج: أي الفلزين يتأكسد، وأيهما يختزل في كل من الخليتين؟

الخلية الجلفانية

تعمل أكسدة الخارصين في هذه الخلية على تزويد المصباح بالإلكترونات لإضاءته واختزال أيونات النحاس. ويستمر التفاعل التلقائي حتى يستهلك الخارصين.

خلية التحليل الكهربائي

عندما يتم تزويد الخلية بطاقة خارجية ينعكس تدفق الإلكترونات ويحدث التفاعل غير التلقائي، الذي يستعيد الوضع الأصلي للخلية.

تطبيقات التحليل الكهربائي

Applications of Electrolysis

تقوم الخلايا الجلفانية بتحويل الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية نتيجة تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي. وتعمل خلايا التحليل الكهربائي على عكس ذلك؛ حيث تستعمل الطاقة الكهربائية لإحداث تفاعل أكسدة واختزال غير تلقائي. ومن الأمثلة الشائعة التحليل الكهربائي للماء؛ حيث يعد هذا التفاعل عكس احتراق الهيدروجين في خلية الوقود:

2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

والتحليل الكهربائي للماء هو إحدى طرائق إنتاج الهيدروجين لاستعمالات تجارية.

التحليل الكهربائي لمصهور NaCl

لذا كان التحليل الكهربائي يستطيع تحليل الماء إلى عناصره، فإنه يمكنه أيضًا أن يحلل مصهور كلوريد الصوديوم إلى فلز الصوديوم وغاز الكلور. وتحدث هذه العملية في حجرة خاصة تعرف بخلية داون Down’s cell، كما في الشكل 4-20؛ حيث يتكون الموصل في الخلية من مصهور كلوريد الصوديوم نفسه.

تذكر أن المركبات الأيونية يمكنها توصيل التيار الكهربائي فقط عندما تكون أيوناتها حرة الحركة، وذلك عند ذوبانها في الماء أو انصهارها.

يتأكسد أيون الكلوريد عند الأنود إلى غاز الكلور Cl₂:

2Cl⁻(l) → Cl₂(g) + 2e⁻

أما عند الكاثود فتختزل أيونات الصوديوم إلى فلز الصوديوم:

Na⁺(l) + e⁻ → Na(l)

ويكون التفاعل الكلي للخلية كما يلي:

2Na⁺(l) + 2Cl⁻(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)

ويمكن تقدير أهمية خلية داون بصورة مباشرة اعتمادًا على أهمية الدور الذي يؤديه كل من الصوديوم والكلور في حياة كل فرد؛ إذ يستعمل الكلور في جميع أنحاء العالم في تنقية المياه لأغراض الشرب والسباحة. وتحتوي الكثير من منتجات التنظيف التي تستعملها - وخصوصًا المبيضات المنزلية - على مركبات الكلور. كما تتخذ مركبات الكلور وسيلة لمعالجة الكثير من المنتجات، ومنها الورق والبلاستيك ومبيدات الحشرات والقماش والأصباغ والطلاء التي تحتوي على الكلور أو استعمل في إنتاجها.

ويستعمل الصوديوم في حالته النقية مركزًا في المفاعلات النووية، وفي مصابيح الصوديوم الغازية المستعملة في الإضاءة الخارجية. أما في مركباته الأيونية فما عليك إلا أن تنظر في قائمة محتويات المنتجات المستهلكة لتجد مدى تنوع أملاح الصوديوم في المنتجات التي تستخدمها وتأكلها.

الشكل 4-20

في خلية داون، تستخدم الإلكترونات التي يوفرها المولد لاختزال أيونات الصوديوم، وعند انتزاع الإلكترونات من الأنود تتأكسد أيونات الكلوريد إلى غاز الكلور.

المطويات

ضمن مطويتك معلومات من هذا القسم.

تجربة عملية

تحليل الماء كهربائيًا.
ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية.

ماذا قرأت؟

فسر لماذا يجب أن يكون كلوريد الصوديوم مصهورًا في خلية داون؟

#

الشكل 4-21

لا ينتج الصوديوم عن التحليل الكهربائي لماء البحر؛ لأن جزيئات الماء لديها ميل للاختزال أكثر من الصوديوم.

تقوم بعض الصناعات على استعمال غاز الهيدروجين والكلور ومحلول هيدروكسيد الصوديوم التي تنتج عن التحليل الكهربائي لماء البحر.

يستعمل الكلور في صناعة بوليمر كلوريد الفينيل الذي يستعمل في صناعة الأنابيب.

التحليل الكهربائي لماء البحر

يتم تحليل ماء البحر - وهو محلول مائي لكلوريد الصوديوم - بواسطة التحليل الكهربائي أيضًا، ويوضح الشكل 4-21 خلية تحليل كهربائي نموذجية، ونواتج التحليل الكهربائي؛ حيث يوجد احتمال لحدوث تفاعلين عند الكاثود، هما: اختزال أيونات الصوديوم، أو الهيدروجين في جزيئات الماء.

Na⁺(aq) + e⁻ → Na(s)

2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)

إلا أن اختزال أيونات الصوديوم Na⁺ لا يحدث؛ بسبب أن اختزال أيونات الهيدروجين في الماء أسهل حدوثًا، ومن ثم يتم الاختزال التفضيلي. وكذلك هناك احتمال لحدوث تفاعلين عند الأنود، هما تأكسد أيونات الكلوريد، أو تأكسد الأكسجين في جزيئات الماء.

2Cl⁻(aq) → Cl₂(g) + 2e⁻

2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻

إلا أن تأكسد أيونات الأكسجين لا يحدث؛ بسبب أن تأكسد أيونات الكلوريد أسهل حدوثًا، لذلك يحدث تفاعل الأكسدة للكلور في جزيئات الماء. أما التفاعل الكلي للخلية فهو على النحو الآتي:

2H₂O(l) + 2NaCl(aq) → H₂(g) + Cl₂(g) + 2NaOH(aq)

وتكون النواتج الثلاثة جميعها مواد ذات أهمية تجارية.

ماذا قرأت؟

حدد المواد التي تأكسدت والتي اختزلت في التحليل الكهربائي لماء البحر.

المفردات

الاستعمال العلمي مقابل الاستعمال الشائع:

Reduce: يختزل.

الاستعمال العلمي: تقليل عدد التأكسد بإضافة إلكترونات.

يختزل الخارصين أيونات النحاس II إلى ذرات النحاس بفقدان إلكترونين.

الاستعمال الشائع: تقليل الحجم أو الكمية أو البعد أو العدد.

إنتاج الألومنيوم

كان فلز الألومنيوم حتى أواخر القرن التاسع عشر ذا قيمة أكثر من الذهب؛ إذ لم يكن أحد يعرف كيف ينقيه بكميات كبيرة. قام تشارلز مارتن هول Charles Martin Hall وهو في سن 22 عامًا (1863-1914م) عام 1886م بتطوير عملية إنتاج الألومنيوم بالتحليل الكهربائي؛ حيث استعمل الكير (آلة الحدادة) في الحصول على الحرارة، والبطاريات المنزلية في الحصول على الكهرباء، واتخذ من المقلاة أقطابًا. وفي الوقت نفسه اكتشف أحد طلبة لوتشاتلييه LeChatelie وهو هيرولت T.Heroult البالغ من العمر 22 عامًا أيضًا (1863-1914م) العملية نفسها. لذا تسمى هذه العملية هول-هيرولت.

#

وهي موضحة في الشكل 4-22. يتم الحصول على فلز الألومنيوم في النموذج الحديث لطريقة هول-هيرولت من التحليل الكهربائي لأكسيد الألومنيوم المستخلص من خام البوكسيت Al₂O₃·2H₂O؛ حيث يذوب أكسيد الألومنيوم عند 1000°C في مصهور الكريوليت الصناعي Na₃AlF₆، الذي يعد مركبًا آخر للألومنيوم؛ حيث تغطى الخلية من الداخل بطبقة من الجرافيت لتعمل عمل كاثود للتفاعل، كما في الشكل 4-22. وهناك مجموعة أخرى من أصابع الجرافيت تغمس في المصهور وتعمل عمل الأنود. ومن ثم يحدث التفاعل الآتي عند الكاثود:

Al³⁺(l) + 3e⁻ → Al(l)

يستقر الألومنيوم المصهور في قاع الخلية، ويسحب بصورة دورية. وتتأكسد أيونات الأكسيد عند الأنود في نصف التفاعل الآتي:

2O²⁻(aq) → O₂(g) + 4e⁻

لما كانت درجات الحرارة عالية، لذا فإن الأكسجين الناتج يتفاعل مع كربون الأنود لتكوين ثاني أكسيد الكربون:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

تستخدم عملية هول-هيرولت كميات ضخمة من الطاقة الكهربائية؛ لذا يتم إنتاج الألومنيوم في مصانع قريبة من محطات طاقة كهربائية؛ حيث تقل تكلفة الطاقة الكهربائية. والكمية الهائلة من الكهرباء التي يتطلبها إنتاج الألومنيوم من الخام هي السبب الأولي لإعادة تدوير الألومنيوم، الذي كان قد حلل كهربائيًا من قبل؛ لذا فالطاقة الوحيدة اللازمة لجعله قابلًا للاستعمال هي الحرارة التي يتطلبها صهره في الفرن.

الشكل 4-22

تتم عملية هول-هيرولت عند درجة 1000°C مصهور مشابه لهذا. ويستعمل الجرافيت أنودًا وكاثودًا. ويتم إضافة الألومنيوم المعاد تدويره إلى الخلية مع الألومنيوم لتساعد على خفض درجة الانصهار.

يوفر كل طن يعاد تدويره من الألومنيوم كميات كبيرة من الطاقة الكهربائية التي تستعمل في إنتاج ألومنيوم جديد من خاماته.

ماذا قرأت؟

فسر سبب يجب استبدال قضبان الجرافيت (الأنود) باستمرار.

تجربة عملية

الطلاء الكهربائي.
ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية.

تنقية الخامات

يستعمل التحليل الكهربائي أيضًا في تنقية الفلزات، ومنها النحاس. ويستخرج معظم النحاس على شكل خامات الكالكوبيريت CuFeS₂ والكالكوسيت Cu₂S، والمالاكيت Cu₂CO₃(OH)₂. وتعد الكبريتيدات أكثر توافرًا، وتنتج فلز النحاس عند تسخينها بقوة في وجود الأكسجين:

Cu₂S(s) + O₂(g) → 2Cu(s) + SO₂(g)

#

ويحتوي النحاس المستخلص من هذه العملية على الكثير من الشوائب، ومن ثم يلزم تنقيته. لذا يصب مصهور النحاس في قوالب كبيرة وسميكة تستعمل مصاعد في خلية تحليل كهربائي تحتوي على محلول كبريتات النحاس II. أما كاثود الخلية فهو شريحة رقيقة من النحاس النقي. وتتأكسد ذرات النحاس غير النقي على الأنود خلال مرور التيار الكهربائي في الخلية إلى أيونات النحاس II. وتنتقل أيونات النحاس خلال المحلول إلى الكاثود؛ حيث يتم اختزالها إلى ذرات النحاس مرة أخرى، وتصبح هذه الذرات جزءًا من الكاثود، في حين تترسب الشوائب في قاع الخلية.

الطلاء بالكهرباء

يمكن طلاء الأشياء كهربائيًا بفلز مثل الفضة بطريقة تشبه طريقة تنقية النحاس؛ حيث يوصل الجسم المراد طلاؤه بالفضة بكاثود خلية تحليل كهربائي، ويكون الأنود عبارة عن قطعة فضة نقية، كما في الشكل 4-23، فتتأكسد الفضة عند الأنود إلى أيونات الفضة عند انتزاع الإلكترونات منها بواسطة مصدر الطاقة. وتختزل عند الكاثود أيونات الفضة إلى فلز الفضة بواسطة إلكترونات من مصدر الطاقة الخارجي، فتكون الفضة طبقة رقيقة تغلف الجسم. لذا يجب مراقبة شدة التيار المار في الخلية والتحكم فيها للحصول على طبقة تغليف فلزية ناعمة ومتساوية.

وتستعمل فلزات أخرى للطلاء الكهربائي. ولعل المجوهرات المطلية بالذهب تكون مألوفة لديك، وقد تعجب بسيارة طليت أجزاؤها الفولاذية - مثل ماصات الصدمات - لتكون مقاومة للتآكل؛ حيث تطلى بالنيكل أولًا ثم بالكروم.

الشكل 4-23

هناك حاجة إلى الطاقة لتتأكسد الفضة على الأنود واختزالها على الكاثود. وفي خلية التحليل الكهربائي المستعملة للطلاء بالفضة، يوضع الجسم أو الشيء المراد طلاؤه على الكاثود؛ حيث يتم اختزال أيونات الفضة في المحلول إلى ذرات الفضة، وتترسب على الجسم.

التقويم 4-3

الخلاصة

• يسبب مصدر خارجي للطاقة في خلية التحليل الكهربائي حدوث تفاعل أكسدة واختزال غير تلقائي.
• ينتج التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد الصوديوم فلز الصوديوم وغاز الكلور، في حين ينتج التحليل الكهربائي لماء البحر غاز الكلور والهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم.
• يتم تنقية الفلزات ومنها النحاس في خلايا التحليل الكهربائي.
• يستعمل التحليل الكهربائي في طلاء الأجسام والأشياء وإنتاج الألومنيوم النقي من خامه.

أسئلة التقويم

• الفكرة الرئيسة: عرف التحليل الكهربائي، واربطه مع تلقائية تفاعل الأكسدة والاختزال.

• فسر اختلاف نواتج التحليل الكهربائي لكل من مصهور كلوريد الصوديوم وماء البحر.

• صف كيف تتم تنقية النحاس المستخرج من مصهور خامه بالتحليل الكهربائي؟

• فسر أهمية إعادة تدوير الألومنيوم، بالرجوع إلى عملية هول-هيرولت.

• صف الأنود والكاثود في خلية تحليل كهربائي يستعمل فيها الذهب لطلاء الأشياء والأجسام.

• فسر لماذا يحتاج إنتاج كيلوجرام واحد من أيونات الفضة بواسطة التحليل الكهربائي إلى طاقة كهربائية أقل من إنتاج كيلوجرام واحد من أيونات الألومنيوم؟

• احسب جهد خلية داون باستعمال الجدول 4-1، وهل يجب أن يكون هذا الجهد موجبًا أو سالبًا؟

• لخص: اكتب فقرة تتعلق بكل هدف من الأهداف الثلاثة للقسم 4-3 بلغتك الخاصة.