تُظهر الصورة خلية دانيال الجلفانية، حيث تنتقل الإلكترونات من قطب الزنك إلى قطب النحاس عبر السلك الخارجي، بينما تُغلق القنطرة الملحية الدائرة بانتقال الأيونات.
ويحدث الأكسدة عند الأنود والاختزال عند الكاثود، وتُكتب الخلية بالرمز Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu.
الطاقة الكهربية أهم صور الطاقة وأكثرها صداقة للبيئة.
الكيمياء الكهربية تدرس التحول المتبادل بين الطاقة الكيميائية والطاقة الكهربية من خلال تفاعلات الأكسدة والاختزال، وهي تفاعلات تنتقل فيها الإلكترونات من إحدى المواد المتفاعلة إلى الأخرى.
تجربة الخارصين في محلول كبريتات النحاس
تغمس صفيحة من الخارصين في محلول كبريتات النحاس II الأزرق.
يلاحظ ترسب فلز النحاس على سطح صفيحة الخارصين بينما يبدأ الخارصين في الذوبان في المحلول.
باستمرار التجربة وقتًا طويلًا يقل اللون الأزرق للمحلول وربما أصبح عديم اللون، ويزداد ذوبان الخارصين.
نصفا التفاعل
تفاعل أكسدةZn(s) → Zn2+(aq) + 2e−
تفقد كل ذرة خارصين إلكترونين وتتحول إلى أيون خارصين يترك السطح ويذوب في المحلول.
تفاعل اختزالCu2+(aq) + 2e− → Cu(s)
يكتسب كل أيون نحاس إلكترونين قادمين من نصف تفاعل الخارصين ويترسب فلز النحاس.
التفاعل الكليZn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
فكرة الخلية الكهربية
نجح العلماء في ترتيب نظام يسمى الخلية الجلفانية تفصل فيه مكونات نصفي التفاعل مع اتصالهما بقنطرة ملحية، وتمر الإلكترونات في سلك بين النصفين.
بذلك يمكن الحصول على تيار كهربي من تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي.
يوجد نوع آخر هو الخلايا الإلكتروليتية (خلايا التحليل الكهربي): تستخدم فيها طاقة كهربية من مصدر خارجي (بطارية) لإحداث تفاعلات أكسدة واختزال غير تلقائية.
شكل 3: إحلال الزنك محل النحاس تبيّن الصورة إحلال الزنك محل أيونات النحاس في المحلول، وهو تفاعل أكسدة واختزال تلقائي لأن الزنك أنشط من النحاس. فيفقد الزنك إلكتروناته ويترسب النحاس على هيئة ذرات، وهذا هو الأساس الذي تقوم عليه الخلايا الجلفانية.
شكل 3←إحلال الزنك محل النحاس تبيّن الصورة إحلال الزنك محل أيونات النحاس في المحلول، وهو تفاعل أكسدة واختزال تلقائي لأن الزنك أنشط من النحاس. فيفقد الزنك إلكتروناته ويترسب النحاس على هيئة ذرات، وهذا هو الأساس الذي تقوم عليه الخلايا الجلفانية.: مدخل: الكيمياء الكهربية وتفاعلات الأكسدة والاختزال
الخلية الجلفانية نوع من الخلايا الكهربية يمكن الحصول منها على تيار كهربي نتيجة حدوث تفاعل أكسدة واختزال تلقائي.
من أمثلتها خلية دانيال.
لوح من النحاس (قطب النحاس) وآخر من الخارصين (قطب الخارصين)، كل منهما مغمور في محلول أحد أملاحه (محلول 1 M) في إناءين منفصلين.
يوصل بين المحلولين قنطرة ملحية.
كل إناء بما فيه يسمى نصف خلية.
المهبط (الكاثود) وهو القطب الموجب.
المصعد (الأنود) وهو القطب السالب.
المحلول في كل نصف خلية يسمى الإلكتروليت.
عند توصيل القطبين بسلك معدني موصل يمر تيار كهربي.
وجه المقارنة
الفكرة الأساسية
كلمات مفتاحية
عند الأنود (أكسدة)
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e−
عند الكاثود (اختزال)
Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s)
التفاعل الكلي
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
•
الأكسدة تحدث دائمًا عند الأنود والاختزال دائمًا عند الكاثود في الخلايا الكهربية بأنواعها
الأكسدةتحدثدائمالأنود
يتوقف مرور التيار بين نصفي الخلية عندما يذوب كل فلز الخارصين في نصف خلية الخارصين
أو تنضب أيونات النحاس بسبب ترسبها على هيئة ذرات نحاس.
شكل 4: مقارنة الخلية الجلفانية دانيال وخلية الطلاء بالتحليل الكهربي تقارن الصورة بين الخلية الجلفانية التي تنتج تيارًا كهربيًا من تفاعل تلقائي، وخلية الطلاء بالتحليل الكهربي التي تستخدم مصدرًا خارجيًا لترسيب طبقة فلزية. وتوضح اتجاه حركة الإلكترونات وموقعي الأنود والكاثود في كل خلية.
تُكتب الخلية بالرمز←Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu يُكتب الأنود (الأكسدة) إلى اليسار والكاثود (الاختزال) إلى اليمين، ويرمز الخطان المزدوجان إلى القنطرة الملحية.
شكل 5: قطب الهيدروجين القياسي — قياس جهود الأقطاب وقطب الهيدروجين القياسي يوضح الشكل قطب الهيدروجين القياسي الذي اتُّفق على جعل جهده صفرًا في الظروف القياسية، ليكون مرجعًا لقياس جهود الأقطاب الأخرى. وتُقاس جهود الأقطاب المجهولة بتكوين خلية جلفانية معه، ثم قياس القوة الدافعة الكهربية للخلية الناتجة.
مشكلة القياس
لا توجد طريقة مؤكدة ومباشرة لقياس الفرق المطلق في الجهد الكهربي بين قطب فلز ومحلول أيوناته.
لكن الفرق بين جهدي قطبي الخلية الجلفانية يمكن قياسه بسهولة.
الحل تكوين خلية جلفانية من قطبين، أحدهما القطب المراد قياس جهده والآخر قطب قياسي ذو جهد ثابت ومعلوم.
نقيس القوة الدافعة الكهربية للخلية (جهد الخلية) ومنها يحسب جهد القطب المجهول.
قطب الهيدروجين القياسي (SHE)
اتفق العلماء على استخدام قطب الهيدروجين القياسي قطبًا قياسيًا، وجهده يساوي صفرًا.
يتكون من صفيحة من البلاتين (مساحتها 1 cm2) مغطاة بطبقة إسفنجية من البلاتين الأسود.
يمرر عليها تيار من غاز الهيدروجين تحت ضغط ثابت مقداره واحد ضغط جوي (1 atm).
تغمر في محلول من حمض قوي يكون تركيز أيونات الهيدروجين فيه 1 mol/L.
يتغير جهد هذا القطب عن الصفر بتغير تركيز أيون الهيدروجين في المحلول أو بتغير الضغط الجزئي للغاز أو كليهما.
سلسلة الجهود الكهربية←ترتيب العناصر ترتيبًا تنازليًا حسب جهود الأكسدة القياسية لها، أو ترتيبًا تصاعديًا حسب جهود الاختزال القياسية لها، بالنسبة لجهد قطب الهيدروجين القياسي (صفر).
يمكن حساب القوة الدافعة الكهربية (emf أو E°cell) لأي خلية جلفانية باستخدام جهد الاختزال أو جهد الأكسدة لنصفي الخلية أو كليهما، بحيث يكون لجهد الخلية الجلفانية قيمة موجبة دائمًا.
القوانين
E°cell = جهد اختزال الكاثود − جهد اختزال الأنود
E°cell = جهد أكسدة الأنود − جهد أكسدة الكاثود
E°cell = جهد أكسدة الأنود + جهد اختزال الكاثود
في خلية دانيال←جهد الاختزال القياسي لنصف خلية النحاس = +0.34 V، وجهد الاختزال القياسي لنصف خلية الخارصين = −0.76 V. E°cell = 0.34 – (-0.76) = 1.1 V أو: E°cell = 0.76 – (-0.34) = 1.1 V (بجهود الأكسدة) أو: E°cell = 0.76 + 0.34 = 1.1 V (مجموع جهدي الأكسدة والاختزال) أمثلة محلولة ✍️ أمثلة محلولة مثال 1: احسب القوة الدافعة لخلية جلفانية من الخارصين والفضة. الحل: الخارصين يسبق الفضة في المتسلسلة فهو الأنود (يتأكسد): جهد أكسدته = +0.762 V الفضة هي الكاثود (يحدث عندها الاختزال): جهد اختزالها = +0.800 V التفاعل: Zn(s) + 2Ag+(aq) → Zn2+(aq) + 2Ag(s) E°cell = 0.762 + 0.800 = 1.562 V مثال 2: هل يتفاعل الحديد مع محلول كبريتات النحاس II؟ احسب emf الخلية المكونة منهما. الحل: الحديد (جهد أكسدته +0.409 V) يسبق النحاس (جهد اختزاله +0.340 V) في المتسلسلة، فهو يحل محله. التفاعل: Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s) E°cell = 0.409 + 0.340 = 0.749 V (موجبة فالتفاعل تلقائي) مثال 3: هل يمكن حفظ محلول كبريتات النحاس II في وعاء من الألومنيوم؟ الحل: جهد أكسدة Al = +1.670 V ، وجهد اختزال Cu2+ = +0.340 V E°cell = 1.670 + 0.340 = 2.010 V (موجبة) التفاعل تلقائي: 2Al(s) + 3Cu2+(aq) → 2Al3+(aq) + 3Cu(s) لذلك لا يصلح الوعاء لأن الألومنيوم يتآكل ويترسب النحاس.
خلية كهروكيميائية تتحول فيها الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية من خلال تفاعل أكسدة واختزال تلقائي الحدوث وتكون قيمة القوة الدافعة الكهربية (E_cell) لها موجبة.
القنطرة الملحية (Salt Bridge):
أنبوبة زجاجية على شكل حرف U تملأ بمحلول إلكتروليتي لا يتفاعل مع محاليل نصفي الخلية (مثل كبريتات الصوديوم Na2SO4)، وتقوم بالتوصيل بين نصفي الخلية بطريقة غير مباشرة ومعادلة الشحنات الموجبة والسالبة الزائدة لمنع توقف التيار.
قطب الهيدروجين القياسي (SHE):
قطب يتكون من صفيحة بلاتين مغطاة بطبقة بلاتين أسود إسفنجي يمرر عليها غاز H2 تحت ضغط 1 atm في محلول حمض تركيز H+ فيه 1 M، وجهده القياسي المعياري اصطلح على أنه يساوي صفراً تماماً عند 25°C.
الغطاء الأنودي (Anodic Protection):
تغطية الفلز (مثل الحديد) بفلز آخر أكثر منه نشاطاً وأعلى منه في جهد التأكسد (مثل الخارصين – الجلفنة)، فعند حدوث خدش يتآكل الفلز المغطي أولاً (يعمل كأنود) بينما يظل الحديد سليماً (يعمل ككاثود).
الفاراداي (Faraday:
F) كمية الكهربية اللازمة لترسيب أو تصعيد كتلة مكافئة جرامية واحدة من أي مادة عند أحد الأقطاب، وتساوي بالضبط 96500 كولوم.
الكتلة المكافئة الجرامية (Equivalent Weight):
كتلة المادة التي تفقد أو تكتسب مولاً واحداً من الإلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي، وتحسب بقسمة الكتلة المولية الذرية على التكافؤ (عدد التأكسد).
★ كتاب الشرح والتفصيل العلمي الشامل المعتمد 2026 / 2027 ★
كتاب الشرح المفصل الخلايا الجلفانية وقطب الهيدروجين والبطاريات والتحليل الكهربي
الصف الثالث الثانوي | الباب الرابع – الكيمياء الكهربية | المنهج المصري الحديث 2026/2027
🎯 أهداف التعلم ومخرجات الفهم الوزارية المقررة 2026/2027:
• المقارنة الجوهرية بين الخلايا الجلفانية (المنتجة للتيار) والخلايا الإلكتروليتية (المستهلكة للتيار).
• شرح تركيب وعمل خلية دانيال ودور القنطرة الملحية في الحفاظ على الاتزان الكهربي وتدفق التيار.
• تركيب قطب الهيدروجين القياسي (SHE) واستخدامه في قياس جهود الأقطاب الأخرى وترتيبها في متسلسلة الجهود الكهربية.
• دراسة البطاريات الأولية (الزئبق وخلايا الوقود) والثانوية (الرصاص الحامضية وبطارية أيون الليثيوم) ومعادلات الشحن والتفريغ.
• تفسير ميكانيكية تآكل وصدأ الحديد وطرق حمايته بالغطاء الأنودي والغطاء الكاثودي والقطب المضحي.
• تطبيق قوانين فاراداي للتحليل الكهربي وحساب كتلة المادة المترسبة وحجم الغازات المتصاعدة وعدد الفاراداي.
1. الخلية الجلفانية، خلية دانيال، وسلسلة الجهود الكهربية
تتكون خلية دانيال النموذجية من نصف خلية خارصين (لوح Zn مغمور في محلول ZnSO4) ويمثل الأنود (المصعد: قطب سالب تحدث عنده الأكسدة: Zn -> Zn2+ + 2e-)، ونصف خلية نحاس (لوح Cu مغمور في محلول CuSO4) ويمثل الكاثود (المهبط: قطب موجب تحدث عنده عملية الاختزال: Cu2+ + 2e- -> Cu).
وجه المقارنة
الفكرة الأساسية
كلمات مفتاحية
•
تسري الإلكترونات في السلك الخارجي من قطب الخارصين (الأنود) إلى قطب النحاس (الكاثود)
بينما تتحرك الأنيونات السالبة (SO4 2-) عبر القنطرة الملحية في اتجاه نصف خلية الخارصين لمعادلة الشحنات الموجبة المتراكمة (Zn2+)
تسريالإلكتروناتالسلكالخارجي
والرمز الاصطلاحي لخلية دانيال هو
Zn(s) | Zn2+(1M) || Cu2+(1M) | Cu(s) وقيمة E_cell القياسية لها تساوي +1.10 V
وقيمةcellالقياسيةتساوي
يتوقف مرور التيار الكهربي في خلية دانيال في حالتين
(1) ذوبان كامل لوح الخارصين أو نضوب كاتيونات النحاس من محلول الكاثود
(2) رفع القنطرة الملحية من نصفي الخلية لتراكم الشحنات الكهربائية وتوقف تيار الأيونات
ذوبانكاملالخارصيننضوب
متسلسلة الجهود الكهربية ترتيب تصاعدي لجهود الاختزال القياسية (أو تنازلي لجهود التأكسد).
العناصر في قمة السلسلة (مثل الليثيوم والبوتاسيوم والصوديوم) لها أعلى جهود تأكسد موجبة، وتعتبر عوامل مختزلة قوية تفقد إلكتروناتها بسهولة وتحل محل الهيدروجين في الماء والأحماض.
والعناصر في أسفل السلسلة (مثل الفلور والذهب والنحاس) لها أعلى جهود اختزال وتعتبر عوامل مؤكسدة قوية.
2. خلية الوقود (Fuel Cell): تزود مركبات الفضاء بالكهرباء ومياه الشرب. يدخل غاز الهيدروجين كوقود عند الأنود وغاز الأكسجين عند الكاثود في وعاء مبطن بطبقة كربون مسامي مع إلكتروليت مائي ساخن من هيدروكسيد البوتاسيوم. التفاعل الكلي: 2H2 + O2 -> 2H2O، وتعطي جهداً قدره 1.23 V، ولا تستهلك مكوناتها لأنها تزود بالوقود والغازات باستمرار من مصدر خارجي.
ثانياً: الخلايا الثانوية (قابلة لإعادة الشحن بالتيار المستمر):
1. بطارية الرصاص الحامضية (المركم الرصاصي – مركم السيارة): الأنود شبكة من الرصاص مملوءة برصاص إسفنجي Pb، والكاثود شبكة مملوءة بثاني أكسيد الرصاص PbO2، والإلكتروليت حمض كبريتيك مخفف H2SO4. أثناء التفريغ يتحول كلا القطبين إلى كبريتات الرصاص الثنائي PbSO4 ويتكون الماء فيقل تركيز الحمض وتقل كثافته التي تقاس بالهيدروميتر (كثافة الشحن الكامل 1.28-1.30 g/cm3). تعطي البطارية 12 V (6 خلايا كل خلية 2.05 V). وعند الشحن توصل بمصدر كهربي خارجي مستمر جهده أعلى قليلاً فتنعكس التفاعلات عند الأقطاب.
صدأ وتآكل الحديد عملية كهروكيميائية تلقائية ومدمرة←عند حدوث خدش في الحديد المتصل بشوائب من الكربون أو فلزات أقل نشاطاً، تتكون خلايا جلفانية موضعية دقيقة؛ حيث يعمل الحديد الأنقى كأنود ويتأكسد: Fe -> Fe2+ + 2e-، وتنتقل الإلكترونات عبر الحديد إلى شوائب الكربون (الكاثود) حيث يختزل أكسجين الهواء الجوي الذائب في قطرات الماء: O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-.
تتحد أيونات Fe2+ مع OH- لتعطي هيدروكسيد الحديد الثنائي Fe(OH)2 الأبيض المخضر، والذي يتأكسد سريعاً بالأكسجين الذائب إلى هيدروكسيد الحديد الثلاثي Fe(OH)3 البني المحمر (وهو الصدأ الصيغة المتهدرتة Fe2O3.xH2O).
طرق الحماية من الصدأ (1) الحماية الكاثودية باستخدام القطب المضحي (Sacrificial Anode): يوصل هيكل السفينة أو مواسير البترول المدفونة تحت الأرض بكتل من المغنسيوم أو الخارصين الأكثر نشاطاً فيتآكل المغنسيوم أولاً مضحياً بنفسه لحماية الحديد.
(2) الحماية الأنودية (مثل جلفنة الحديد بالخارصين).
(3) الحماية الكاثودية بالطلاء بالقصدير (مثل علب المأكولات المحفوظة)، وعيبها القاتل أنه عند حدوث أي خدش يصدأ الحديد بسرعة مضاعفة لأن القصدير كاثود والحديد أنود نشط.
وجه المقارنة
الفكرة الأساسية
كلمات مفتاحية
قوانين فاراداي للتحليل الكهربي
القانون الأول: تتناسب كتلة المادة المترسبة أو المتصاعدة عند أي قطب طردياً مع كمية الكهربية المارة في المحلول
القانونالأولتتناسبكتلة
القانون الثاني
تتناسب كتل المواد المختلفة المترسبة بنفس كمية الكهربية طردياً مع كتلتها المكافئة الجرامية
تتناسبالموادالمختلفةالمترسبة
جدول
مقارنة شاملة بين البطاريات الأربع المقررة (الزئبق
الوقود
الرصاص
أيون الليثيوم)
مقارنةشاملةالبطارياتالأربع
•
✏️ أمثلة ومسائل وتطبيقات محلولة بالخطوات النموذجية والبرهان العلمي
أمثلةومسائلوتطبيقاتمحلولة
★ مسألة حساب كمية الكهربية وترسيب الفلزات بقوانين فاراداي
المعطيات والمطلوب: أمر تيار كهربي شدته 10 أمبير لمدة نصف ساعة (30 دقيقة) في محلول كلوريد النحاس الثنائي CuCl2.
احسب (1) كمية الكهربية بالكولوم وبالفاراداي، (2) كتلة النحاس المترسبة على الكاثود، (3) حجم غاز الكلور Cl2 المتصاعد عند الأنود في م.ض.د (STP).
(الكتل الذرية Cu = 63.5, Cl = 35.5).
خطوات الحل والبرهان الفيزيائي [1] أولاً: تحويل الزمن للثواني: t = 30 × 60 = 1800 ثانية.
[2] كمية الكهربية بالكولوم Q = I × t = 10 A × 1800 s = 18,000 كولوم.
[3] كمية الكهربية بالفاراداي = 18000 / 96500 ≈ 0.1865 F.
[4] ثانياً حساب الكتلة المكافئة الجرامية للنحاس (تكافؤ ثنائي): الكتلة المكافئة = 63.5 / 2 = 31.75 g.
خطوات الحل والبرهان الفيزيائي [1] أولاً: تحديد الأنود والكاثود: قطب الألومنيوم له جهد تأكسد أعلى (+1.66 V > -0.80 V)، إذاً الألومنيوم هو الأنود (المصعد السالب تحدث له أكسدة)، والفضة هو الكاثود (المهبط الموجب تحدث له اختزال).
[2] ثانياً حساب جهد اختزال الفضة = – (جهد التأكسد) = – (-0.80) = +0.80 V.
[3] القوة الدافعة للخلية EMF = جهد تأكسد الأنود + جهد اختزال الكاثود = 1.66 V + 0.80 V = +2.46 V.
[4] بما أن EMF موجبة، فإن التفاعل يحدث تلقائياً وتعمل الخلية كخلية جلفانية منتجة للتيار.
[6] رابعاً القطب الذي تزداد كتلته هو الكاثود (لوح الفضة Ag) بسبب ترسب ذرات الفضة الناتجة عن اختزال أيونات الفضة Ag+ عليه، بينما تقل كتلة لوح الألومنيوم بسبب ذوبانه وتأكسده لأيونات.
💡 فنية وتريك للحل السريع وتجنب الخطأ قاعدة ذهبية: الأنود تذوب صفيحته وتقل كتلته وتزيد أيوناته في المحلول، بينما الكاثود يترسب عليه الفلز فتزيد كتلته وتقل أيوناته في المحلول!
جهد قطب الهيدروجين القياسي SHE يساوي صفراً فقط عندما يكون ضغط الغاز 1 atm وتركيز أيون الهيدرونيوم 1 M وعند 25°C، ويتغير إذا تغير أي من هذين الشرطين.
في بطارية الرصاص الحامضية، أثناء التفريغ تقل كثافة الحمض لتكون الماء وكبريتات الرصاص الثنائية، وأثناء الشحن تزداد كثافة الحمض وتتحول كبريتات الرصاص إلى رصاص عند الأنود وثاني أكسيد الرصاص عند الكاثود.
بطارية أيون الليثيوم تتميز بأعلى جهد كهربي (3 V) مع أقل وزن لأن الليثيوم أصغر كتلة مولية فلزية وأعلى جهد تأكسد (+3.04 V).
الغطاء الأنودي أفضل بكثير وأكثر أماناً من الغطاء الكاثودي، لأنه في الغطاء الأنودي يتآكل الفلز الواقي أولاً ويستغرق وقتاً طويلاً قبل أن يمس الصدأ الفلز الأصلي.
1 فاراداي يرسب كتلة مكافئة جرامية واحدة من أي عنصر (مكافئ = كتلة ذرية / تكافؤ).
/eg_scientific_images_ordered_204/Dabour_Hub_EG/%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1/%D8%A7%D9%84%D8%A8%D8%A7%D8%A8_%D8%A7%D9%84%D8%B1%D8%A7%D8%A8%D8%B9___%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%8A%D9%85%D9%8A%D8%A7%D8%A1_%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%87%D8%B1%D8%A8%D9%8A%D8%A9/%D8%A7%D9%84%D8%AF%D8%B1%D8%B3_%D8%A7%D9%84%D8%A3%D9%88%D9%84___%D8%A7%D9%84%D8%AE%D9%84%D8%A7%D9%8A%D8%A7_%D8%A7%D9%84%D8%AC%D9%84%D9%81%D8%A7%D9%86%D9%8A%D8%A9_%D9%88%D9%85%D8%AA%D8%B3%D9%84%D8%B3%D9%84%D8%A9_%D8%A7%D9%84%D8%AC%D9%87%D9%88%D8%AF_%D8%A7%D9%84%D9%83%D9%87%D8%B1%D8%A8%D9%8A%D8%A9/%D8%A8%D8%B9%D8%AF_%D8%B4%D8%B1%D8%AD___%D8%A5%D8%AD%D9%84%D8%A7%D9%84_%D8%A7%D9%84%D8%B2%D9%86%D9%83_%D9%85%D8%AD%D9%84_%D8%A7%D9%84%D9%86%D8%AD%D8%A7%D8%B3/%D8%A5%D8%AD%D9%84%D8%A7%D9%84_%D8%A7%D9%84%D8%B2%D9%86%D9%83_%D9%85%D8%AD%D9%84_%D8%A7%D9%84%D9%86%D8%AD%D8%A7%D8%B3.png)
