محاكي الخلايا الجلفانية والتحليل الكهربائي
المعادلات في هذه المحاكاة
| E° | جهد القطب القياسي | مقيس مقابل الهيدروجين عند 1 mol/L و25 °C؛ الفلز ذو E° الأقل يتخلى عن الإلكترونات وهو المصعد | |
|---|---|---|---|
| E°cell | جهد الخلية القياسي | الجهد عندما يكون المحلولان عند 1 mol/L؛ الموجب يعني أن الخلية تعمل من تلقاء نفسها |
بالقيم الحالية:
| n | الإلكترونات المنقولة | 2 للزنك والنحاس | |
|---|---|---|---|
| F | ثابت فاراداي | 96,485 C لكل مول من الإلكترونات | |
| Q | حاصل التفاعل | [الأيون عند المصعد] ÷ [الأيون عند المهبط]، كلٌّ مرفوع لأس حصته من n؛ ومع عمل الخلية ترتفع Q وتنخفض E، حتى تفرغ الخلية | |
| E | جهد الخلية الآن | ما يقرؤه الفولتميتر دون سحب تيار |
بالقيم الحالية:
| ΔG | طاقة جيبس لتفاعل الخلية | سالبة للخلية التي تعمل من تلقاء نفسها؛ −212 kJ/mol لخلية دانيال |
|---|
بالقيم الحالية:
| I | التيار | r = 5 Ω هي المقاومة الداخلية للخلية | |
|---|---|---|---|
| المولات | الفلز المذاب أو المترسب | قانون فاراداي: كل مول من أيون 2+ يحتاج إلى مولين من الإلكترونات |
بالقيم الحالية:
| Q | الشحنة المارة | I × t؛ يجب أن يعطي المصدر 1.23 V على الأقل، مع نحو 0.6 V إضافية لدفع التفاعلات | |
|---|---|---|---|
| V | حجم كل غاز | عند 25 °C و1 atm، 24.5 L لكل مول: الهيدروجين ضعف الأكسجين |
بالقيم الحالية:
كيف تستخدم محاكي الخلايا الجلفانية والتحليل الكهربائي
- في الخلية الجلفانية، اختر فلزًا لكل جانب، كل منهما مغمور في محلول أيوناته، ويربط بينهما سلك وجسر ملحي. الفلز صاحب الجهد القياسي الأدنى هو المصعد: يذوب ويعطي إلكترونات تسير في السلك إلى القطب الآخر، حيث تأخذها أيونات الفلز وتترسب. يبين المقياس جهد الخلية. النقاط الزرقاء في السلك إلكترونات: تتحرك أسرع كلما زاد التيار، وكلما كبرت النقطة كان الجهد أعلى في ذلك الموضع.
- غيّر التراكيز لترى كيف تزيح معادلة نرنست الجهد، وخفّض مقاومة الحمل لسحب تيار أكبر. شغّل الخلية وشاهد كيف يرقّ المصعد ويسمك المهبط، ومع النحاس يبهت المحلول الأزرق، بينما ينخفض الجهد تدريجيًا؛ والرسوم تتبع ذلك. حاسبة معادلة نرنست تحسب جهد نصف خلية عند أي تركيز.
- انتقل إلى التحليل الكهربائي للماء وحدد جهد المصدر. فوق نحو 1.8 V يحلل التيار الماء: يتجمع الهيدروجين على القطب السالب والأكسجين على الموجب، والهيدروجين ضعف الأكسجين، كما تتنبأ قوانين فاراداي من الشحنة التي مرت.
الأسئلة الشائعة
كيف تنتج الخلية الجلفانية الكهرباء؟
فلزان يمسكان إلكتروناتهما بقوة مختلفة، تقاس بجهود الأقطاب القياسية. الخارصين (−0.76 V) يعطي إلكتروناته بسهولة أكبر من النحاس (+0.34 V)، ففي خلية دانيال تذوب ذرات الخارصين كـ Zn²⁺، وتسير الإلكترونات في السلك وتأخذها أيونات Cu²⁺ عند قطب النحاس. يسمح الجسر الملحي بمرور الأيونات بين الكأسين ليبقى المحلولان متعادلين؛ ودونه يتوقف التيار فورًا.
كيف أحسب جهد الخلية؟
E°الخلية = E°المهبط − E°المصعد مع المحلولين بتركيز 1 mol/L: 0.34 − (−0.76) = 1.10 V للخارصين والنحاس. وعند تراكيز أخرى تصححه معادلة نرنست: E = E° − (RT ÷ nF) ln Q، مع Q = [Zn²⁺] ÷ [Cu²⁺]. أيونات خارصين أكثر بعشر مرات من أيونات النحاس تخفض الجهد نحو 30 mV.
ما قانون فاراداي للتحليل الكهربائي؟
كمية المادة التي تتكون أو تُستهلك عند قطب تتناسب مع الشحنة المارة: المولات = Q ÷ (zF)، حيث Q = I × t، وz عدد الإلكترونات لكل أيون، وF = 96,485 C/mol. تحليل الماء يحتاج إلى إلكترونين لكل جزيء هيدروجين وأربعة لكل جزيء أكسجين، ولهذا يُجمع ضعف الهيدروجين تمامًا.
لماذا يحتاج التحليل الكهربائي للماء إلى أكثر من 1.23 V؟
1.23 V هو الحد الأدنى الديناميكي الحراري، أي جهد التفاعل في الاتجاه المعاكس. وفي الواقع تحتاج تفاعلات الأقطاب إلى دفعة إضافية، هي فرط الجهد، وللمحلول مقاومة، فتعمل الخلايا الحقيقية بين 1.8 و2.5 V. الماء النقي لا يكاد يوصل، ولذا يُضاف إلكتروليت مثل كبريتات الصوديوم، ينقل التيار دون أن يُستهلك.
تقول إن WebGL معطّل.
يحتاج العرض ثلاثي الأبعاد إلى WebGL، وهو موجود في كل المتصفحات الحالية. قد يكون معطّلًا إن كان تسريع العتاد مطفأً في إعدادات المتصفح، أو بسبب برنامج تشغيل رسومي قديم جدًا. فعّل تسريع العتاد أو جرّب متصفحًا آخر.
هل يُرفع أي شيء؟
لا. يرسم متصفحك نفسه المحاكاة بـ WebGL؛ لا يُرسل شيء إلى أي مكان، وتستمر في العمل دون اتصال بعد تحميل الصفحة.